1、第二章 化學反應速率和化學平衡習題解答復習思考題解答1區(qū)別下列概念(1) 反應速率與反應速率常數(2) 平衡常數與標準平衡常數(3) 反應商與平衡常數解：(1) 反應速率是衡量化學反應過程進行的快慢，即反應體系中各物質的數量隨時間的變化率。反應速率常數：在數值上等于單位濃度1mol/L時的反應速率。k值的大小是由反應物的本性所決定的，與反應物濃度無關，但受溫度、催化劑和溶劑等的影響。一般來說，k值越大，反應速率就越快。(2) 平衡常數：對任何可逆反應，在一定溫度下達到平衡時，各生成物平衡濃度冪的乘積與反應物平衡濃度冪的乘積之比為一常數，此常數稱為化學平衡常數。標準平衡常數：在平衡常數表達式中，

2、若將平衡濃度用相對平衡濃度或相對平衡分壓表示，則該常數稱作標準平衡常數。(3) 反應商：對任何可逆反應，在一定溫度下，其各生成物濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比得到的一個值，此值稱為該反應的反應商。平衡常數：對任何可逆反應，在一定溫度下達到平衡時，各生成物平衡濃度冪的乘積與反應物平衡濃度冪的乘積之比為一常數，此常數稱為化學平衡常數。2什么是可逆反應？什么是化學平衡？什么是多重平衡規(guī)則?解：在一定條件下，一個化學反應既可以向正反應方向進行又可以向逆反應方向進行的反應稱為可逆反應。反應進行到一定程度，正、逆反應速率相等時，體系中反應物和生成物的濃度不再發(fā)生變化，此時體系所處的狀態(tài)稱為化學平衡。

3、在多重平衡的體系中，若某反應是由幾個反應相加而成，則該反應的標準平衡常數等于各分反應的標準平衡常數之積，若相減而成，則該反應的標準平衡常數等于各分反應的標準平衡常數相除，這種關系稱為多重平衡規(guī)則。3某確定的化學反應的標準平衡常數是一個不變的常數嗎？解：否。標準平衡常數與濃度或分壓無關，但隨溫度的變化而變化。對同一可逆反應，當溫度不同時，值就不同。4惰性氣體是如何影響化學平衡的？解：對于理想氣體的反應，惰性氣體的存在不影響平衡常數，但卻常影響平衡組成，從而使化學反應平衡發(fā)生移動。當總壓力一定時，惰性氣體實際上起了稀釋作用，它和減少反應體系總壓力的效果相同。5溫度升高或降低，可逆反應的正、逆反應速

4、率都加快或減慢，為什么化學平衡還會移動？ 解：化學反應的速率常數與溫度有關，溫度對不同反應的速率常數影響是不同的。雖然，溫度升高或降低，可逆反應的正、逆反應速率都加快或減慢，但正、逆反應速率加快或減慢的程度不同，所以化學平衡還是會發(fā)生移動。6溫度如何影響平衡常數？解：不論濃度、壓強還是體積變化，它們對化學平衡的影響都是通過改變Q而得以實現的，溫度對化學平衡的影響卻是從改變平衡常數而產生的。平衡常數與溫度的關系對于正向吸熱反應，當升高溫度時，即，必然有，也就是說平衡將向吸熱反應方向移動；對于正向放熱反應，當升高溫度，即時，則必有，就是說平衡向逆反應方向移動。 7催化劑能影響反應速率，但不能影響化

5、學平衡，為什么？ 解：因為催化劑能改變化學反應的歷程，使反應的活化能改變，所以，催化劑能影響反應速率。但由于催化劑同等程度的改變正、逆反應的活化能，同等程度地影響正、逆反應的速率，所以，催化劑不能影響化學平衡。習題解答 1試寫出下列化學反應的反應速率表達式(1)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)(2)N2O4(g) 2NO2(g)解：(1) (2)2某酶促反應的活化能是50kJ/mol，試估算此反應在發(fā)熱至40的病人體內比從正常人(體溫37)加快的倍數(不考慮溫度對酶活力的影響)。解：即反應速率增加了1.2倍。 3尿素的水解反應為 CO(NH2)2 + H2O 2NH3 + CO22

6、5無酶存在時，反應的活化能為120 kJ/mol，當有尿素酶存在時，反應的活化能降為46 kJ/mol，反應速率為無酶存在時的9.4×1012倍，試計算無酶存在時，溫度要升到何值才能達到酶催化時的速率？解：濃度一定時，反應速率之比也即速率常數之比 ； 得 4寫出下列各反應的標準平衡常數表達式。(1) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3 (g) (2) AgO(s) 2Ag(s)+O2(g) (3) Cl2(g) + H2O(l) H+(aq) + Cl(aq) + HClO(aq)(4) Fe2+(aq) + O2(g) + 2H+(aq) Fe3+(aq) + H2O(l)解

7、：(1) (2) (3)(4)5已知：(1) HCN H+ + CN- = 4.9×10-10(2) NH3 + H2O NH4+ + OH- = 1.8×10-5 (3) H2O H+ + OH- = 1.0×10-14求反應 (4) NH3 + HCN NH4+ + CN- 的平衡常數 K 。解：因為(1)+(2)(3)=(4)，所以根據多重平衡規(guī)則得6在某溫度及標準壓力下，N2O4(g)有0.50(摩爾分數)分解成NO2(g)，若壓力擴大10倍，則N2O4的解離分數為多少？解： N2O4(g) 2 NO2(g) 10.50 2×0.50 n總 =

8、10.50；因為 ，得 設為增加壓力后為N2O4的解離度，則 解得 = 0.18，可見增加壓力不利于N2O4的解離。7蔗糖的水解反應為假設在反應過程中的水的濃度不變。 (1) 若蔗糖的起始濃度為，反應達平衡時蔗糖水解了一半，試計算反應的標準平衡常數； (2) 若蔗糖的起始濃度為2，則在同一溫度下達平衡時，葡萄糖和果糖的濃度各為多少？ 解：(1) 蔗糖水解反應的標準平衡常數為 (2) 設葡萄糖的相對平衡濃度為葡萄糖，則果糖和蔗糖的相對平衡濃度分別為葡萄糖，2葡萄糖，有；葡萄糖和果糖的平衡濃度均為。 8在溫度T時，CO和H2O在密閉容器內發(fā)生反應平衡時，。試計算(1) 此溫度下該可逆反應的標準平衡

9、常數；(2) 反應開始前反應物的分壓力；(3) CO的平衡轉化率。 解：(1) 由題意可知，此溫度下，該可逆反應的標準平衡常數為 (2) 由反應方程式中各物質的計量關系可知 (3) CO的平衡轉化率為 9在容積為5.00L的容器中裝有等物質的量的PCl3(g)和Cl2(g)。523K下反應達平衡時，。求 (1) 開始裝入的PCl3(g)和Cl2(g)的物質的量； (2) PCl3的平衡轉化率。 解：(1) 設PCl3(g)及Cl2(g)的始態(tài)分壓為x Pa(2) PCl3的平衡轉化率為10已知反應在933K時的。(1) 若在此溫度時用總壓為100kPa的等物質的量和混合氣體處理，會不會變成？(

10、2) 若要不變成，的分壓最多不能超過多少？解：(1)； 所以 因為在、恒定時，純固體的活度等于1，即和都等于1；，因此，正向反應自發(fā)進行，會變成。(2)若要不變成，對應的最大可由求出；即的分壓不能大于；否則，正向反應自發(fā)進行，會變成。第三章 酸堿平衡習題解答復習思考題解答1關于酸堿質子理論，下列說法是否正確，為什么？(1) 酸堿反應的實質是酸堿對之間的質子傳遞反應；(2) 水是酸性物質，而氨是堿性物質；(3) 已知(HAc)(HCN)，所以CN是比Ac強的堿；(4) 同一種物質不能同時起酸和堿的作用；(5) 質子不能獨立存在，含有H的物質都是質子酸。解：(1) 正確；(2) 不正確。水、氨均有

11、自偶解離，都是兩性物質。(3) 正確；(4) 不正確，兩性物質如H2O等既能給出質子也能接受質子，同時既是酸也是堿。；(5) 不正確，有些有機物如CH4不能給出質子，不能作為質子酸。2下列說法是否正確，為什么？(1) 酸性水溶液中不含OH，堿性溶液中不含H+；在一定溫度下，改變溶液的pH，水的離子積發(fā)生變化；(2) 氨水的濃度越小，解離度越大，溶液中OH離子濃度就越大；(3) 溶液中離子的濃度越大、電荷越高，離子強度越大，活度系數就越大；(4) 若HCl溶液的濃度是HAc溶液的2倍，則HCl溶液中的H+也是HAc溶液中H+的2倍；(5) 氫硫酸飽和溶液中S2離子和H+離子的濃度比是12；(6)

12、 某弱酸溶液稀釋時，其解離度增大，溶液的酸度也增大。解：(1) 不正確。酸堿溶液中均存在OH和H+，且二者濃度乘積在一定溫度下為定值。(2) 不正確。根據稀釋定律，氨水的濃度越小，解離度越大，但濃度對OH離子的影響要比解離度大，因此溶液中OH離子濃度越小。(3) 不正確。溶液中離子的濃度越大、電荷越高，離子強度越大，活度系數就越小。(4) 不正確。HCl為一元強酸在水溶液中完全電離，HAc為一元弱酸在水溶液中部分電離，當HCl溶液的濃度是HAc溶液的2倍時，HCl溶液中的H+大于HAc溶液中H+的2倍。(5) 不正確。氫硫酸為二元弱酸，在溶液中分步電離，且每一步都是部分電離，所以氫硫酸飽和溶液

13、中S2離子和H+離子的濃度不是12。(6) 不正確。弱酸溶液稀釋時，其解離度增大，溶液的酸度減小。3在HAc和氨水溶液中分別加入NH4Ac，這兩種溶液的解離度和pH將如何變化？若分別加入NaCl，其溶液的解離度和pH又將如何變化？解：在HAc溶液中加入NH4Ac，溶液的解離度減小，pH值增加。在HAc溶液中加入NaCl，溶液的解離度增加，pH值減小。氨水溶液中加入NH4Ac，溶液的解離度減小，pH值減小。氨水溶液中加入NaCl，溶液的解離度增加，pH值增大。4NaH2PO4水溶液呈弱酸性，而Na2HPO4水溶液呈弱堿性，為什么？解：NaH2PO4水溶液呈弱酸性：H2PO4-作為酸：H2PO4-

14、H2OH3O+HPO42-；H2PO4-作為堿，H2PO4-H2OH3PO4OH-；因為，所以NaH2PO4水溶液顯酸性。同理：，所以Na2HPO4水溶液呈弱堿性。5如何配制SnCl2、Na2S和Bi(NO3)3溶液？解：將SnCl2溶于少量鹽酸溶液(抑制水解)中，并加入少量錫粒，然后用水稀釋到所需濃度。將Bi(NO3)3溶于少量硝酸中，再加水稀釋到所需濃度。Na2S溶液配制時直接加水溶解即可。SnCl2 H2OSn(OH)Cl HClBi(NO3)3 H2OBiONO3 2HNO3S2- H2O OH- HS-6將Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，會出現什么現象，其產物是什么？解

15、：將Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合：有絮狀沉淀生成，并有氣泡放出。產物有：Al(OH)3、CO2、H2O、Na2SO47下列四種水溶液的pH大小順序如何？并說明理由(設濃度相同，不要求計算)。解：NaCNNaAcNH4CNNH4Ac理由：(HAc)(HCN)，所以NaCN的堿性強于NaAc，NH4CN的堿性強于NH4Ac，NaAc和NH4CN堿性的大小取決于HAc，HCN及NH3的標準平衡常數，經過計算判斷NaAc的堿性強于NH4CN。8什么是緩沖溶液？試以血液中的緩沖系為例，說明緩沖作用的原理及其在醫(yī)學上的重要意義。解：緩沖溶液就是能抵抗外來少量酸堿或適當稀釋，保持pH基本不變

16、的溶液。緩沖作用原理及其在醫(yī)學上的重要意義：呼吸作用產生的CO2溶于血液生成H2CO3，與其離解產生的離子及血液中貯存的離子存在如下平衡：CO2H2O H2CO3 H+正常情況下，當體內酸性物質增加，既H+增加時，血液中大量存在的抗酸成分與H+結合，上述平衡向左移動，使H+不發(fā)生明顯地改變。在人體內，HCO3是血漿中含量最多的抗酸成分，在一定程度上可代表血漿對體內產生酸性物質的緩沖能力，所以將血漿中的稱為堿儲。同理，體內堿性物質增加，即OH增加時，血液中大量存在的抗堿成分H2CO3解離，以補充消耗掉的H+，上述平衡向右移動，使H+也不會發(fā)生明顯地改變。9下列有關緩沖溶液的說法是否正確，為什么？

17、(1)因為NH3-NH4Cl緩沖溶液的pH大于7，所以不能抵抗少量的強堿；(2)在HAc-NaAc緩沖溶液中，若cHAccNaAc，則該緩沖溶液的抗堿能力大于抗酸能力；(3)緩沖溶液被稀釋后，溶液的pH基本不變，故緩沖容量基本不變；(4)緩沖溶液就是能抵抗外來酸堿影響，保持pH絕對不變的溶液。(5)在NH4Cl-NH3緩沖溶液中，若c(NH4+)c(NH3) ，則該緩沖溶液的抗堿能力大于抗酸能力。解：(1)不正確。NH3-NH4Cl緩沖溶液是由抗堿成分NH4Cl和抗酸成分NH3組成，只要此緩沖溶液的pH值在9.24±1范圍內，都具有緩沖作用。(2)正確。(3)不正確。緩沖溶液被稀釋后

18、，溶液的pH基本不變，但緩沖容量發(fā)生變化，稀釋后變小，且分子上兩濃度積會變得更小，因而緩沖容量將減小。(4)不正確。緩沖溶液除了能抵抗外來少量酸堿影響外，還有抗稀釋作用。(5)正確。10將0.20 mol/L的H3PO4溶液和0.30 mol/LNaOH溶液等體積混合，是否能組成緩沖溶液？若能，請指出緩沖對、抗酸成分和抗堿成分。解：由題意可知：H3PO4和NaOH以2：3的反應，反應的方程式如下：該反應的產物為和可以組成緩沖溶液，緩沖對為：和，抗酸成份是，抗堿成份是。習題解答10.100 molkg-1 HAc水溶液的解離度為1.33%，試計算此溶液的Tf和Tb。已知水的kb0.512 Kkg

19、mol-1，kf1.86 Kkgmol-1。解：0.100 molkg-1 HAc水溶液中含有如下粒子： CHAc×1.33%=0.0987 (molkg-1) CH+= CAc=0.10×1.33%=0.00133 (molkg-1)C總=0.0987+0.00133+0.00133=0.1013 (molkg-1)Tf=0.1013×1.86=0.19 K；Tb=0.1013×0.512=0.052 K2實驗測得某氨水的pH為11.26，已知，求氨水的濃度。解：由pH=11.26，可以求出：H+=5.5×10-12，則OH =1.8

20、5;10-3由公式，可以求出=0.18(mol/L)3計算0.100 mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的pH和電離度。(已知一氯乙酸)解：；pH1.95；4現有0.20 mol/LHCl溶液，(1) 如改變酸度到pH4.0，應該加入HAc還是NaAc？(2) 如果加入等體積的2.0 mol/LNaAc溶液，則混合溶液的pH是多少？(3) 如果加入等體積的2.0 mol/LNaOH溶液，則混合溶液的pH又是多少？解：(1) 如改變酸度到pH4.0，pH值是增加的，應該加入NaAc。(2) 加入等體積2.0 mol/LNaAc溶液后，溶液中的H+與Ac-結合生成HAc，剩余的NaAc和

21、生成的HAc可以組成緩沖溶液：NaAc的濃度為：(2.0-0.2)/2=0.90 mol/LHAc的濃度為：0.10 mol/L溶液的pH值為：(3) 如果加入等體積的2.0 mol/LNaOH溶液，溶液中的NaOH和HCl中和生成NaCl，還余下NaOH，溶液中：OH =0.90 (mol/L) (mol/L)；pH=13.955將0.40 mol/L丙酸(HPr)溶液125 ml加水稀釋至500 ml，求稀釋后溶液的pH值。()解：稀釋后丙酸的濃度為： (mol/L) (mol/L)溶液的pH值為：pH=2.946在錐形瓶中放入20 ml 0.100 mol/LNH3水溶液，逐滴加入0.1

22、00 mol/LHCl溶液。試計算：(1) 當加入10 ml HCl溶液后，混合液的pH值；(2) 當加入20 ml HCl溶液后，混合液的pH值；(3) 當加入30 ml HCl溶液后，混合液的pH值。解：(1) 當加入10 ml HCl溶液，反應后溶液中NH4Cl= mol/L構成緩沖溶液，(2) 當加入20.00 ml HCl溶液，與氨水中和全部生成NH4Cl，其濃度為0.05 mol/L，根據鹽的水解公式計算：混合液的pH值為：(3) 當加入30.00 ml HCl溶液，與氨水中和后還剩HCl，故溶液pH值按剩余鹽酸計算，H+=HCl=0.1×10/50=0.020 mol/

23、L；7在CO2飽和水溶液中，CO2的濃度約為0.034 mol/L，設所有溶解的CO2與水結合成H2CO3，計算溶液的pH和的濃度。解：已知H2CO3的4.30×10-7，5.61×10-11，因c0.034×4.30×10-720，忽略水的解離；>>，按第一步解離計算；，用最簡式計算H+，則(mol/L)，pH=3.92由于H2CO3的第二步解離程度很小，所以HCO3-H3O+，HCO3-H2OH2CO3OH- 由于HCO3-H3O+，所以CO32-5.61×10-11 mol/L8計算飽和H2S水溶液(濃度為0.10 mol/L

24、)中的H+和S2-離子濃度，如用HCl調節(jié)溶液的pH為2.0，此時溶液中的S2-離子濃度又是多少？計算結果說明什么？解：(1)已知，c0.10 mol/L因c0.10×1.32×10-720，忽略水的解離；>>，按第一步解離計算；，用最簡式計算H+，則(mol/L)(2)由于H2S的第二步解離程度很小，所以HS-H3O+1.15×10-4 mol/L，S2-按第二步解離平衡計算HSH2OH3O+S2- 由于H3O+HS-，所以S2-7.08×10-15 mol/L(3)H2S為二元弱酸，在水溶液中分兩步解離：H2SH2OH3O+HS-； HS

25、H2OH3O+S2-； mol/L綜上所述，對于多元弱酸溶液，可得到如下結論：a當多元弱酸的>>>>時，可按一元弱酸計算H+。b多元弱酸第二步解離平衡所得的共軛堿的濃度近似等于，其與酸的濃度關系不大。c調節(jié)溶液中H+的濃度，可以控制多元弱酸酸根的濃度。9分別計算濃度均為0.100 mol/L的NaH2PO4、NaHCO3和NH4CN溶液的pH值。解：(1)0.100 mol/L的NaH2PO4溶液的pHNaH2PO4作為酸時的解離常數為：NaH2PO4作為堿時其共軛酸的解離常數為：溶液的H+的濃度為：；pH4.67(2) 0.10 mol/L的NH4CN溶液的pHNH4

26、CN作為酸時的解離常數為：NH4CN作為堿時其共軛酸的解離常數為：溶液的H+的濃度為：；pH9.2310計算下列溶液的pH值(1)0.20 mol/LHAc溶液和0.10 mol/LNaOH溶液等體積混合；(2)100 ml 0.10 mol/LNH3H2O和25.0 ml 0.20 mol/LHCl溶液混合。(3) 28 ml 0.067 mol/LNa2HPO4溶液和72.0 ml 0.067 mol/LKH2PO4溶液混合。解：(1)解：0.20 mol/LHAc溶液和0.10 mol/LNaOH溶液等體積混合，反應后：NaAc的濃度為：0.05 mol/L；HAc的濃度為：0.05 m

27、ol/L根據緩沖溶液pH值計算公式可得：(2)100 ml 0.10 mol/LNH3H2O和25 ml 0.20 mol/LHCl溶液混合，反應后：NH3水濃度為0.004 mol/L，NH4Cl的濃度為0.040 mol/L混合液的pH值為：(3)28 ml 0.067 mol/LNa2HPO4溶液和72 ml 0.067 mol/LKH2PO4溶液混合Na2HPO4的濃度為0.0188 mol/LKH2PO4的濃度為0.048 mol/L混合液的pH值為：11要配制pH為5.10的緩沖溶液，需稱取多少克NaAc3H2O固體溶解于500 ml 0.100 mol/LHAc溶液中？解：設需要

28、稱取w克NaAc3H2ONaAc的濃度為：(mol/L)，HAc的濃度為：0.10 mol/L， 0.0147w=2.24×0.1=0.224， w=15.2 (g)12在1000 ml 0.100 mol/LHCl溶液中，加入多少克NaAc才能使溶液的pH值為4.60？解：設需要稱取w克NaAcNaAc的濃度為：() mol/L， HAc的濃度為：0.10 mol/L， ， =0.71， W=66 (g)13配制pH為7.40的緩沖溶液1000 ml，應取0.10 mol/LKH2PO4溶液和0.10 mol/L Na2HPO4溶液各多少毫升？解：設取0.10 mol/LKH2PO

29、4溶液V1毫升，0.10 mol/L Na2HPO4溶液V2毫升， ， V1 + V2 =1000， 求出：V1=388 ml， V2=612 ml取0.10 mol/LKH2PO4溶液388毫升，0.10 mol/L Na2HPO4溶液612毫升140.10 mol/LNH3·H2O 200 ml與0.20 mol/L NH4Cl溶液100 ml混合，此溶液的pH為多少？ 解：(1)0.10 mol/LNH3H2O 200 ml與0.20 mol/L NH4Cl溶液100 ml混合，NH3·H2、NH4Cl的濃度均為0.067 mol/L溶液的pH為：15欲配制37時pH

30、近似為7.40的緩沖溶液，在100 ml Tris和TrisHCl濃度均為0.050 mol/L的溶液中，需加入0.050 mol/LHCl溶液多少毫升？(已知TrisHCl在37時，為7.85)解：Tris為三氨基甲烷的簡稱，是一弱堿。現設需加入0.050 mol/LHCl溶液V毫升，由于HCl的加入Tris的濃度的濃度會下降，TrisHCl的濃度會增加，則有Tris的濃度為： mol/LTrisHCl的濃度為： mol/L溶液的pH為： 求得：V=47.6 ml16臨床檢驗測得三人血漿中HCO3和CO2溶解的濃度如下：甲：HCO324.0mmol/L，CO2溶解1.20mmol/L；乙：H

31、CO321.6mmol/L，CO2溶解1.34mmol/L；丙：HCO356.0mmol/L，CO2溶解1.40mmol/L。試計算三人血漿的pH值，并判斷何人屬正常，何人屬酸中毒(pH<7.35)，何人屬堿中毒(pH7.45)。已知(37)。解： 甲：乙：丙：根據三人血漿的pH值可以判斷，甲屬正常，乙屬酸中毒，丙屬堿中毒。17配制pH10.00的緩沖溶液1000 ml，(1)今有緩沖系HAc-NaAc、KH2PO4-Na2HPO4、NH3-NH4Cl，問選用何種緩沖系最好？(2)如選用的緩沖系的總濃度為0.20 mol/L，問需要固體酸多少克(忽略體積變化)？0.50 mol/L的共軛

32、堿溶液多少毫升？解：(1)選用NH3-NH4Cl緩沖系最好(2)設需要固體酸w克，0.50 mol/L的共軛堿溶液V毫升NH4Cl的濃度為 mol/L；又由于；w=1.62(g)，V=340 ml1850.0 ml 0.10 mol/L的某一元弱酸(HB)溶液與32.0 ml 0.10 mol/LNaOH溶液混合，并稀釋至100.0 ml，已知此緩沖溶液的pH為5.12，求HB的值。 解：NaB的濃度為0.032 mol/L；HB的濃度為0.018mol/L；19分別計算下列鹽溶液的pH和水解度。(1) 0.10mol/LNaCN溶液；(2) 0.10mol/LNH4Cl溶液。解：(1) Na

33、CN在水溶液中的電離平衡為：；所以：；水解度：(2) NH4Cl在水溶液中的電離平衡為：；所以：；水解度：第四章 沉淀-溶解平衡習題解答復習思考題解答1如何應用溶度積常數來比較難溶電解質的溶解度？解：對于相同類型的難溶電解質來說，由于溶度積與溶解度的關系表達式相同，所以可以根據溶度積直接比較它們的溶解度的大小，越大，s越大，反之亦然。對于不同類型的難溶電解質來說，其溶度積與溶解度的關系表達式是各不相同的，因此，不能根據溶度積直接比較它們的溶解度的大小，但可以通過用溶度積常數來計算它們的溶解度，然后再比較它們的溶解度大小。2溶度積常數與溫度和離子濃度有關嗎？解：溶度積常數在一定溫度下是一個常數，

34、它是溶液處在平衡狀態(tài)(或飽和溶液狀態(tài))時的有關離子濃度冪的乘積，所以溶度積常數與溫度有關，溫度不同溶度積常數也不同，但它與離子的濃度無關，在一定溫度下，不管溶液中離子濃度怎么變化，溶度積常數都是不變的。3離子積和溶度積有何不同？ 解：離子積表示任一條件下離子濃度冪的乘積，而溶度積表示難溶電解質的飽和溶液中離子濃度冪的乘積。兩者的表達形式類似，但意義不同。在一定溫度下，溶度積為一常數，只有一個數值，僅是離子積的一個特例。而離子積適用于任意濃度的溶液，溫度一定時，其數值也不定，隨著溶液中離子濃度的改變而變化。根據溶度積規(guī)則，比較兩者的大小可以判斷沉淀的生成和溶解。4為何BaSO4在生理鹽水中的溶解

35、度大于在純水中的，而AgCl在生理鹽水中的溶解度卻小于在純水中的？ 解：BaSO4在純水中的溶解度小于在生理鹽水中的溶解度，是因為在生理鹽水中有強電解質NaCl而產生鹽效應，致使BaSO4在生理鹽水中的溶解度稍有增加。 AgCl在純水中的溶解度大于在生理鹽水中的溶解度，是因為在生理鹽水中有強電解質NaCl，溶液中含有與AgCl相同的Cl而產生同離子效應，致使AgCl在生理鹽水中的溶解度大大下降。5在ZnSO4溶液中通入H2S氣體只出現少量的白色沉淀，但若在通入H2S之前，加入適量固體NaAc則可形成大量的沉淀，為什么？ 解：由于 Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+ ，溶液酸度增大，使

36、ZnS沉淀生成受到抑制，若通H2S之前，先加適量固體NaAc，則溶液呈堿性，再通入H2S時生成的H+被OH-中和，溶液的酸度減小， 則有利于ZnS的生成。習題解答1分別計算Ag2CrO4在0.10 mol/L AgNO3和0.10 mol/L Na2CrO4溶液中的溶解度，已知： (Ag2CrO4)= 1.12×1012。解：(1) 設Ag2CrO4在0.10 mol/L的AgNO3溶液中的溶解度為x mol/LAg2CrO4 (s) 2Ag+ + CrO42平衡濃度/(mol/L) 0.10+2x0.10 x (Ag2CrO4)=Ag+2CrO42；1.12×1012=(

37、0.10) 2 x；x=1.12×1010 mol/L(2) 設Ag2CrO4在0.10 mol/L的Na2CrO4溶液中的溶解度為y mol/L1Ag2CrO4(s) 2Ag+ + CrO42平衡濃度/(mol·L1) 2y 0.10+y0.10 (Ag2CrO4)=Ag+2CrO42； 1.12×1012=(2y) 2 ×0.10；y=7.84×106 mol/L2分別用Na2CO3溶液和Na2S溶液處理AgI沉淀，能否將AgI沉淀轉化為Ag2CO3沉淀和Ag2S沉淀？已知：(AgI)=8.52×10-17，(Ag2CO3)=8.

38、46×10-12，(Ag2S)= 6.3×10-50。解：(1)用Na2CO3 溶液處理，轉化反應方程式為：2AgI+ CO32- Ag2CO3+2I-轉化反應平衡常數為：=(AgI)2/(Ag2CO3)= 轉化反應的標準平衡常數很小，故Na2CO3溶液不能轉化AgI。(2) 用Na2S溶液處理，轉化反應方程式為：2AgI+ S2- Ag2S+2 I-轉化反應平衡常數為：=(AgI)2/ (Ag2S)= 轉化反應的平衡常數很大，故轉化反應進行得非常完全。3下列情況下有無沉淀產生？(1) 0.20 mol/L的MgCl2溶液和0.002 mol/L NaOH溶液等體積混合；(

39、2) 0.20 mol/L的MgCl2溶液和0.02 mol/L NH3·H2O溶液等體積混合；(3) 0.20 mol/L的MgCl2溶液和0.02 mol/L NH3·H2O、0.20 mol/L NH4Cl混合溶液等體積混合。已知： Mg(OH)2= 5.61×10-12， (NH3·H2O)= 1.74×10-5。解：(1) 混合溶液中各物質濃度為： c(Mg2+)=0.10 mol/L；c(OH-)=0.001 mol/L=c(Mg2+)·c(OH-)2=0.10×0.0012 =1.0×10-7Mg(O

40、H)2根據溶度積規(guī)則，有沉淀產生。(2) 混合溶液中各物質濃度為：c(Mg2+)=0.10 mol/L；c(NH3·H2O)=0.01 mol/L混合溶液中的OH-是由NH3·H2O提供的，設混合后NH3·H2O電離出的OH-濃度為x，則x=(0.01×)1/2 = =4.17×10-4 mol/L=c(Mg2+)·c(OH-)2=0.10×(4.17×10-4)2 =1.74×10-8 Mg(OH)2根據溶度積規(guī)則，有沉淀產生。(3) 混合溶液中各物質濃度為：c(Mg2+)=0.10 mol/L、c(N

41、H3·H2O)= 0.01 mol/L、c (NH4+)=0.10 mol/L 混合溶液中的OH-是由NH3·H2O和NH4Cl組成的緩沖溶液提供的，設混合溶液中的OH-濃度為y，根據緩沖溶液計算公式，則：y= ×c(NH3·H2O) / c(NH4+)= =1.74×10-6 mol·L-1=c(Mg2+)·c(OH-)2=0.10×(1.74×10-6)2=3.0×10-13 Mg(OH)2根據溶度積規(guī)則，無沉淀產生。4已知：298.15K時，Zn(OH)2的溶度積為3×10-17

42、，計算：(1) Zn(OH)2在水中的溶解度；(2) Zn(OH)2的飽和溶液中Zn2+、OH-和pH；(3) Zn(OH)2在0.10 mol/L NaOH中的溶解度；(4) Zn(OH)2在0.10 mol/L ZnSO4中的溶解度。解：(1)設Zn(OH)2在水中的溶解度為s1，則：Zn(OH)2(s)D Zn2+2OH-= s1·(2 s1)2(2) Zn(OH)2飽和溶液中：Zn2+=2×10-6 mol/L； OH-=4×10-6 mol/LpH =14- pOH =14-5.4=8.6(3) 設Zn(OH)2在0.10 mol/L NaOH中的溶解度為s2，則： Zn(OH)2(s) D Zn2+ + 2OH-平衡濃度/ mol·L-1 s2 2 s2+0.10由于同離子效應，s2很小，所以2 s2+0.100.10 = s2