高考化学化学平衡大题_高考化学化学平衡大题解题技巧

1.求化学平衡的选择题 要快!!!!!!

2.高二化学平衡移动问题 恒温恒容条件下 2A（g) = B(g) 通入B气体 反应向什么方向移动？

3.高中化学问题，尤其是江苏的老师（2013江苏高考化学15题）

4.哪位朋友帮我做一道高考化学题，关于化学平衡的

5.高考化学平衡移动问题

6.一道化学平衡高考题，怎么会推出矛盾？

7.一道高中化学平衡问题

化学平衡是历年来高考的重点和热点，而化学平衡中的“等效平衡”更是化学平衡中的难点，若能洞悉各类“等效平衡”的有关问题，那么一切有关化学平衡的问题也就迎刃而解了。本文将结合实例来分析有关“等效平衡”的问题。

一. 等效平衡

在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对同一可逆反应，只要起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的平衡称为等效平衡。

二. 等效平衡的规律

1. 在定温、定容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一边物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。

例1. 在一个固定容积的密闭容器中，加入2molA和1molB，发生反应 ，达到平衡时，C的浓度为cmol/L，若维持容器的容积和温度不变，按下列4种配比作为起始物质，达到平衡时，C的浓度仍为cmol/L的是（ ）。

A.

B.

C.

D.

解析：本题是等温、等容条件下的等效平衡问题。

化学平衡状态的建立，只与条件有关，即与温度、压强（或容器的容积）、反应物或生成物的起始量的相对关系有关，而与反应进行的方向无关。因此，对于该条件下的反应，初始态是2molA+1molB或是3molC+1molD，两者是完全等价的，最终达到的平衡状态完全相同。故D正确。而对于B状态，只要进行如下换算：

原平衡起始：（mol） 2 1 0 0

D中起始：（mol） 0 0 3 1

B中起始：（mol） 1 0.5 1.5 1

将C、D完全转化为A、B 2 1 0 0

与原平衡完全相同，故本题答案为B、D。

2. 在定温、定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量比例与原平衡的相同，则两平衡等效。

例2. 将装有1molHI的容器密封并加热，部分HI分解成H2和I2（g）并达到化学平衡。此时I2（g）的体积分数为x%，若在该容器中加入2molHI后密封，加热到相同温度使之达到平衡，设此时I2的体积分数为y%，则x与y的关系为（）。

A. B.

C. D.

解析：本题是定温、定容下反应前后分子数不变的可逆反应，且反应物只有HI，则无论起始时反应物的量为多少，达到平衡时各组分的体积分数均相同，即均为等效平衡。（只是某一组分的物质的量要随起始时HI的物质的量而改变）。故本题答案为C。

3. 在定温、定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等效。

例3. （2003年江苏卷）（一）恒温、恒压下，在一个可变容积的容器中发生如下反应：

（1）若开始时放入1molA+1molB，到达平衡后，生成amolC，这时A的物质的量为___________mol。

（2）若开始时放入3molA和3molB，到达平衡后，生成C的物质的量为_________mol。

（3）若开始时放入xmolA，2molB和1molC，到达平衡后，A和C的物质的量分别为ymol和3amol，则x=__________mol，y=_______mol。平衡时，B的物质的量（选填一个编号）。

（甲）大于2mol

（乙）等于2mol

（丙）小于2mol

（丁）可能大于、等于或小于2mol

（4）若在（3）的平衡混合物中再加入3molC，待再次达到平衡后，C的物质的量分数是___________。

（二）若维持温度不变，在一个与（一）反应前起始体积相同，且容积固定的容器中发生上述反应。

（5）开始时放入1molA和1molB到达平衡后生成bmolC。将b与（1）小题中的a进行比较__________（选填一个编号）。

（甲）

（乙）

（丙）

（丁）不能比较a和b的大小

作出此判断的理由是______________________。

解析：（一）（1）由反应 知，反应达平衡后，若有amolC生成，则必有 物质消耗，此时剩余A的物质的量为 。

（2）在恒温、恒压下，若投放 ，则所占有的体积为（1）中的3倍。由于A、B的投放比例与（1）相同，故平衡时与（1）等效，而C的物质的量为3amol。

（3）由于达平衡时C的物质的量为3amol，故此平衡状态与（2）完全相同。若把C的物质的量完全转化为A和B，A、B的物质的量应与（2）完全相等。

起始：（mol） x 2 1

将C完全转化

为A、B（mol） x+1 2+1 0

平衡后：（mol） y 3-3a 3a

据题意有： 。

平衡时，B的物质的量为 ，由于该反应起始时投放的物质为A、B、C均有，即从中间状态开始达平衡，故平衡可能向左、向右或不移动，也即3a可能大于1、小于1或等于1，（不移动时， ）故（3）中B的物质的量应为（丁）。

（4）在（3）的平衡中，再加入3molC，所达的平衡状态与（1）、（2）、（3）皆为等效状态，因此C的物质的量分数为 。

（二）（5）因此时容器的容积不变，而（1）中容器的容积缩小，（5）小题中容器相当于在（1）的基础上减压，则平衡逆向移动，故反应达平衡后 ，即应填（甲）。

我们在学习过程中只要掌握了上述三种条件下的等效平衡规律，并在学习中加以灵活运用，就可以在《化学平衡》一章的学习中轻松自如，如鱼得水

求化学平衡的选择题 要快!!!!!!

其实对于高考来说化学平衡的题目不是很难的，对于竞赛就另当别论了

对于你的问题N2+3H2==2NH3

加入的是氨气，相当于反应物只有一种氨气，所以无论往反应物加多少量都可视为等比例增加反应物的用量，有两种情况：

（1）恒温恒压：由于恒温恒压时等比例扩大或缩小反应物的用用量均与原平衡等效故转化率不变，各反应物和生成物的体积分数不变，各反应物和生成物物质量跟原平衡相比，等比例增加，但浓度不变

（2）恒温恒容：此时可以看成反应叠加后，增大压强使平衡向气体总系数小的方向移动

但对于两种情况来说平衡都是向左移动的。恒温恒压下，相当于体积变大，氨的浓度不变而氮气和氢气的浓度等比例减小了，平衡逆向移动；恒温恒容下，氨气的浓度增大，平衡逆向移动。

高二化学平衡移动问题 恒温恒容条件下 2A（g) = B(g) 通入B气体 反应向什么方向移动？

例1：下列叙述中能表示可逆反应N 2 +3H 2 == 2NH 3 一定处于平衡状态的是：

A、N 2 、3H 2 、NH 3 百分含量相等

B、单位时间内，消耗1 mol N 2 的同时消耗3mol H 2

C、单位时间内，消耗1 mol N 2 的同时生成3mol H 2

D、反应若在定容的密闭容器中进行，温度一定时，压强不随时间改变

分析：化学平衡状态的基本特征是正、逆反应速率相等，各组分百分含量一定。

A选项3种物质含量相等，不一定是平衡状态。B选项单位时间内，消耗1 mol N 2 的同时消耗3mol H 2 均表示的是正反应速率的变化，无逆反应速率的变化情况，从而无法判断正、逆反应速率是否相等，不符合题意。C选项单位时间内，消耗1mol N 2 可判断正反应速率，生成3mol H 2 可判断逆反应速率，根据化学反应方程式系数关系可知正、逆反应速率相等，符合题意。D选项定容、定温条件下压强不变，说明反应混合物的总物质的量一定，由于反应前后气体的物质的量有变化，所以当总物质的量一定时，间接说明各物质的百分含量一定，符合题意。

答案：C、D

例2：在一个不传热的固定容积的密闭容器中可逆反应

mA(气)+nB(气)== pC(气)+qQ(气)当m、n、p、q为任意整数时，达到平衡的标志是：

①体系的压强不再改变②体系的温度不再改变

③各组分的浓度不再改变④各组分的质量分数不再改变

⑤反应速率Va:Vb:Vc:Vd=m:n:p:q

⑥单位时间内m mol A断键反应，同时p mol C也断键反应

（A）③④⑤⑥ （B） ②③④⑥

（C）①③④⑤ （D） ①③④⑥

分析：①当m+n1 p+q时，若化学反应达到平衡状态，容器内气体的物质的量之和将不会随时间的推移而变化，宏观表现为容器内的压强保持不变，因而压强一定反应达到平衡状态；当m+n＝p+q时，容器内压强不随化学平衡移动而改变，压强不再改变反应未必达到平衡状态

②任何反应都有热效应，温度不变反应一定达到平衡状态

③单位时间内m mol A断键反应说明有m mol A参加反应，同时p mol C也断键反应说明有m mol A生成。

答案：B

能力训练

★4、在一定温度下，反应A 2 （气）＋B 2 （气）==2AB（气）达到平衡的标志是

A、单位时间内生成n molA 2 ，同时生成n mol 的AB

B、容器内总压强不随时间而变化

C、单位时间内生成2n molAB，同时生成n mol的B 2

D、单位时间内生成n molA 2 ，同时生成n mol的B 2

5、能够说明可逆反应H 2 (气)＋I 2 （气）==2HI（气）已达平衡状态的是

A、一个H－H键断裂的同时有一个H－I键形成

B、一个I－I键断裂的同时有二个H－I键形成

C、一个H－H键断裂的同时有一个H－H键形成

D、一个H－H键断裂的同时有二个H－I键形成

★6、在2NO 2 == N 2 O 4 的可逆反应中，下列状态说明达到平衡的标志是(当条件一定时)

A、[N 2 O 4 ]＝[NO 2 ]的状态

B、容器内的总压强不再变化

C、NO 2 和N 2 O 4 的分子数之比为2：1的状态

D、NO 2 的转化率不再变化

★★7、在一个6L的密闭容器中，盛入3L X和2L Y，在一定条件下，发生反应：4X（气）＋3Y（气）==2Q（气）＋3R（气）若开始时加热，当反应进行到一定阶段后，采取绝热措施，容器里的温度不再随时间改变，这说明A、正反应为放热反应

B、正反应为吸热反应

C、该反应中正反应吸热和逆反应放热相等，表现为既不吸热也不放热

D、该可逆反应达到了平衡状态

答案及提示

3、B、D

4、C 由于反应前后气体的物质的量随反应进行不发生改变，定温条件下压强不变，不能说明反应混合物的总物质的量一定，B选项无法判断是否达到平衡状态。

5、C

6、B、D

7、D 在化学变化过程中通常都伴随有热量的变化，只要化学反应向某一方向进行，绝热体系就应当有温度的变化，只有达到平衡状态时容器里的温度才不再随时间改变

还有一个网址，题目很多，因为不能复制过来，给你参考：

style="font-size: 18px;font-weight: bold;border-left: 4px solid #a10d00;margin: 10px 0px 15px 0px;padding: 10px 0 10px 20px;background: #f1dada;">高中化学问题，尤其是江苏的老师（2013江苏高考化学15题）

平衡移动要看 正逆反应方向移动的最终效果。

平衡移动实质就是浓度变化。 不管外界条件怎样变，压强、温度，最终归咎于浓度这个量上来。

本题，加入B，浓度增大，平衡向逆向移动。随着反应进行，生成A，使A浓度增大，正反应方向移动开始加强。最终正逆反应达到平衡，不再移动。

主要因素还是B浓度增大，因此最终效果是向逆方向移动。

哪位朋友帮我做一道高考化学题，关于化学平衡的

CD 本题属于基本理论中化学平衡问题，主要考查学生对速率概念理解与计算，平衡常数概念与计算，平衡移动等有关内容理解和掌握程度。高三复习要让学生深刻理解一些基本概念的内涵和外延。 A.在I中充入1molCO和1molH2O，在II中充入1molCO2和1mol H2，刚开始时，容器I、中正反应速率最大，容器II中正反应速率为零。达到平衡时，容器I温度大于700℃，容器II温度小于700℃，所以，容器I中正反应速率大于容器II中正反应速率。 B.容器III可看成容器I体积压缩一半，各物质浓度增加一倍，若温度恒定，则平衡不移动；但恒容绝热的情况下，容器III中温度比容器I高，更有利于平衡向逆反应方向移动，故平衡常数容器III小于容器I。 C.若温度恒定，容器I、II等效，但两者温度不等。达到平衡时，容器I温度大于700℃，容器II温度小于700℃，有利于容器I平衡向逆反应方向移动，故容器I中CO的物质的量比容器II中的多。 D.若温度恒定，容器I、II等效，容器I中CO的转化率与容器II中CO2的转化率之和等于1。但两者温度不等，达到平衡时，容器I温度大于700℃，容器II温度小于700℃，有利于容器I平衡向逆反应方向移动，有利于容器II平衡向正反应方向移动，故容器I中CO的转化率相应减小，容器II中CO2的转化率同样会相应减小

高考化学平衡移动问题

据方程式A+3B可逆符号2C，可以看出：反应每生成2 molC，气体就减少2mol；或者说：反应每生成2体积C，气体就减少2体积。现在生成了0.1V升的C，气体总体积就是减少了0.1V升，减少了0.1V体积以后变为V升，当然原来就是1.1V升；同样从方程式系数可知，生成了0.1V升的C，消耗的A是0.05V升，消耗的B是0.15V升.所以，答案是A。

一道化学平衡高考题，怎么会推出矛盾？

K1>K2;

根据图，在1000°，1100°随着温度上升，产率下降，所以反应平衡常数在减小；

bc

恒容条件，加入与反应无关的气体，平衡不会移动，所以不会改变；

增大容器体积，反应向右移动，所以生成了更多的NO,减小了O2,所以增大；

加入N2H4,反应向右移动，减少了O2,增加了NO,增大；

使用催化剂，平衡不移动，只是加快速率，所以不变；

有问题请追问！

一道高中化学平衡问题

看了上面几位高手的回答，感觉他们没有找到问题的根源。

一边倒的方法解决这个题目是没问题的，只是这里你的思维不够严密。你解决这道题的思考是不准确的。一边倒以后系统里面只有A和B，不要再去考虑C了，只把C的变化等效给A和B就行了，我想这一点你是很明确的。

第一种说法得出的结果是合理的，可以这样验证，如果只增加1molA,0.5molB，和1molC，那么平衡还是不动，但现在又加了0.5molB，所以平衡右移了。结果正确的根本原因是后来增加的0.5molB是在不影响现有A的物质的量的基础上进行的对平衡的改造，所以平衡自然打破，向右寻求新的平衡。

而第二种分析方法中，“11molA+5.5molB平衡后又减少了1molA”这时候必然会引起系统里面B的含量的变化，也就是说在现有11molA+5.5molB的平衡系里面，每减少1molA就会减少0.5molB，而这些减少的B你没有考虑到。

可以这样去分析第二种情况，11molA+5.5molB平衡后又减少了1molA，这时候相应的减少了0.5molB，系统达到10molA + 5molB的平衡，但距离 10molA + 5.5molB还差0.5mol的B，于是可以按照第一种思路去分析，得出平衡向右移动的结论。

第二种减物质的思路我似乎没用过。

先提供下答案:

1.浓度大小关系:c(H+)>c(HS-)>c(S2-)

2.加烧碱后,c(S2-)增大,c(H+)减小

3.加无水硫酸铜后,c(S2-)减小,电离平衡向电离方向移动,c(H+)增大

解析如下:

1.在氢硫酸是二元弱酸,在其溶液中存在着两步电离平衡:

H2S=(可逆号)H+ + HS- , HS-=(可逆号)H+ +S2-

第二步电离远远小于第一步电离的程度,故c(HS-)>c(S2-).

再由电荷守恒:c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)

所以:c(H+)>c(HS-)>c(S2-)

2.加入烧碱,即相当于加入了OH-,发生反应:H+ + OH- =H2O,使c(H+)浓度减小且促进电离,c(S2-)增大.(说明:若是大量固体烧碱,还要考虑烧碱溶解时放热,同样会促进电离).

3.加入无水硫酸铜,由于Cu2+ +S2- =CuS(黑色沉淀),故c(S2-)浓度减小且促进电离,电离平衡向电离方向移动,c(H+)增大.

第四章 电离平衡和酸碱理论

§本章摘要§ 1.强电解质的电离

问题的提出 德拜-休克尔理论

2.弱电解质的电离平衡

水的电离平衡 弱酸和弱减的电离平衡 缓冲溶液 盐效应 酸碱指示剂

3.盐类的水解

水解的概念 水解平衡的计算 影响水解平衡的因素

4.酸碱理论的发展

酸碱的质子理论（Bronsted 理论） 酸碱的电子理论 （Lewis 理论）

§2.弱电解质的电离平衡

一.水的电离平衡

1. 水的离子积常数

式中的 K 称为水的离子积常数，经常用 Kw 表示。

Kw 是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本章中使用标准浓度极其频繁，故省略除以的写法。要注意它的实际意义。

H2O = H+ + OH- H > 0 吸热反应。 温度升高时，K 值变大。

温度 / K 273 295 373

Kw 0.13 1.0 74

在溶液中，只要有 H2O, H+, OH- 三者共存，之间就存在如下的数量关系： [ H+ ] [ OH- ] = Kw 不论溶液是酸性，碱性，还是中性。

常温下，[ H+ ] = ，表示中性。因为这时: Kw = 1.0

非常温时，溶液的中性只能是指: [ H+ ] = [ OH- ] 2 pH 值和 pOH 值

pH 表示 - lg [ H+ ]

pOH 表示 - lg [ OH-]

因为 [ H+ ] [ OH- ] = 1.0

所以 pH + pOH = 14

pH 和 pOH 一般的取值范围是 1 - 14 , 但也有时超出,

如 [ H+ ] = 10 , 则 pH = -1

二 弱酸和弱减的电离平衡

1 电离平衡常数

将醋酸的分子式简写成 HAc , 用 Ac- 代表醋酸根 , 则醋酸的电离平衡可以表示成:HAc = H+ + Ac-

用 表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作 。且:

氨水 NH3·H2O 是典型的弱碱，用 ( 简写成 ) 表示碱式电离常数，则有:NH3·H2O = NH4+ + OH-

以 H2S 为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，

第一步 H2S = H+ + HS-

第二步 HS- = H+ +

第一步和第二步的两个方程式相加，得:

H2S = 2H+ +

平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。但是在我们的计算中，近似地认为活度系数 f = 1，即用浓度代替活度。 , 的大小可以表示弱酸和弱碱的离解程度，K 的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。 2 关于电离平衡的计算

例 1. 已知 HF 的 Ka = 6.6 。求 0.01 的 HF 溶液的 [ H+ ] 。

不能近似计算

解得 x = 2.26[ H+ ] = 2.26 若近似计算 x = 2.57 相对误差为 14 % , 过大。

例 2. 求 0.10 的 HAc 的 [ H+ ] , pH 值和电离度。

解：

将平衡浓度代入平衡常数的表达式中:

电离度很小，电离掉的 HAc 也很少。这一点从 K = 1.8 就已经很清楚了。

起始浓度用 C0 表示，C0 = 0.10 , 已解离部分为 x = 1.33, C0>> x , 可以近似地有 C0 - x C0 , 0.10 - x 0.10 . 利用这种 近似，可以简化计算，避免用公式法解一元二次方程。

则有:

误差很小。 近似计算要有条件，以保证误差小。当

可以近似计算。若不满足条件而进行近似计算，误差就会很大。 例 3 求 0.05 H2S 溶液的 [ H+ ] , [ HS-] 和 [ ], 已知 K1 = 1.3 , K2 = 7.1

分析: H2S 的 K1 是 K2 的 倍，由第二步电离出的 H+ 极少。 其余的二元弱酸，如 H2CO3 , H2C2O4 也是这样。这是由于两个方面的原因造成的。首先， H2S 中电离出的 H+ 要克服 HS- 的吸引， 而从 HS- 中电离出的 H+ 要克服 的吸引，故后者更难。其次， 从平衡的角度看问题，第一步电离出的 H+ , 使第二步的电离平衡左移。结论是，二元弱酸的 [ H+ ] 由第一步电离决定。

值得注意的是，

1） 二元弱酸的酸根的浓度等于 K2 ，

2） 在同一溶液中，同一种离子只能有一个浓度。第二步电离出的 [ H+] 与 [ ] 一定相等，但计算过程中任何一个 [ H+ ] 都不表示 第二步 的 [ H+ ] 。

[ ] 的又一种求法：H2S = 2 H+ +

三 缓冲溶液

1 同离子效应

HAc = H+ + Ac - 达到平衡，向溶液中加入 固体 NaAc， 强电解质完全电离:

NaAc = Na+ + Ac-

由于Ac- 的引入，破坏了已建立的弱电解质的电离平衡.

HAc = H+ + Ac -

Ac - 增多, 使平衡左移，使 HAc 的电离度减小。

定义: 在弱电解质的溶液中，加入与其具有相同离子的强电解质，从而使电离平衡左移，降低弱电解质的电离度。这种现象称为同离子效应。

例 4 已知 = 1.8 , 计算 0.10 的 NH3·H2O 的 [ OH- ]；若向其中加入固体 NH4Cl , 使 [NH4 +] 的浓度达到 0.20 , 求 [ OH-] 。

[ OH- ] = 9.0 , [ OH- ] 明显降低， % 电离度也明显降低。 2 缓冲溶液的概念

某化学反应:

要求在 pH = 7 的条件下进行 ( 6 - 8 亦可 ). 现在 1 的水溶液中，拟将 0.01 mol 的 转化成 MY。实际上，当反应进行 5 % 时，即产生 1.0mol 的 ， 使溶液的 pH = 3, 早已破坏了反应条件。如何控制反应体系的 pH 值，以满足反应的条件呢？

人们研究出一种能够抵抗外来少量酸碱的影响和较多水的稀释的影响，保持体系 pH 值变化不大的溶液，我们称之为缓冲溶液。

若向 1 pH = 7 的水中，加入酸碱，则:

0.010 mol HCl pH = 2

0.010 mol NaOH pH = 12

若向 1 的 [ HCN ] = 0.10 + [ NaCN ] = 0.10 溶液中（ pH = 9.40 ) , 加入酸碱 ，则加入:

0.010 mol HCl pH = 9.31

0.010 mol NaOH pH = 9.49

而用水稀释，体积扩大 10 倍时，pH 基本不变。

可以认为 0.10 HCN 和 0.10 NaCN 的混合溶液，是一种缓冲溶液，可以维持体系的 pH 值为 9.40 左右。

3 缓冲作用原理

[HCN] = 0.10 + [NaCN] = 0.10 的 HCN 和NaCN 的混合溶液，为什么具有缓冲作用呢？

由于 Ka = 4.0, 加上同离子效应，故 HCN 极少解离，可以认为 [ HCN ] = 0.10

当 [ HCN ] = [ CN- ] = 0.10 时 , [ H+ ] = Ka = 4.0 , pH = 9.40

外来少量 H+ 时, 与之结合生成 HCN , 于是 [ HCN ] 略增, [ ] 略减 ; 外来少量 OH- 时, HCN与之反应生成 , 于是 [ HCN ] 略减, [ ] 略增 ; 但当 H+ 或 OH- 很少时, 总会近似有: [ HCN ] = [ ] = 0.10 , 故 pH 值变化不大。

用水稀释，使体积扩大 10 倍时，仍会近似有 [HCN] = [] , 故 pH 值变化亦不大。HCN - 其中一个可以抵抗 H+, 另一个可以抵抗 OH- , 我们称其为缓冲对。

若外来的 H+ 或 OH- 的量很大时，[ HCN ] 和 [ CN- ] 将发生很大的变化，不再近似相等。这时， pH 值的变化就会大了。若稀释到 Co/Ka < 400 , 不能近似计算时， pH 值的变化也会很大。故缓冲对的浓度大时，缓冲能力强，我们说它的缓冲容量大。

下面是缓冲对的一些例子:

4 缓冲溶液的计算

例 5 1 溶液中， [ HCN ] = 0.10 ，

[ NaCN ] = 0.10 ，组成缓冲溶液，求其 [ H+ ] 和 pH 值。当分别向其中加入 0.01 mol 盐酸和氢氧化钠时， pH 值各变成多少。已知 HCN 的 Ka = 4.0 , 且忽略体积的微小变化 。

※加入 0.01mol 盐酸 , 即引入 0.01mol H+，最大的变化为

[ ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ HCN ] = 0.10 + 0.01 = 0.11

pH = 9.31

※加入 0.01mol 氢氧化钠, 即引入 0.01mol OH- ，最大的变化为: [ HCN ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ ] = 0.10 + 0.01 = 0.11

同理可得 [ H+ ] = 3.27 , pH = 9.49

对式 （ 1 ）取负对数: (2)

可见缓冲溶液的 pH 值，由两项决定：电离常数 Ka 和缓冲对中的

※为了保证缓冲能力的均衡，缓冲对中两种物质的浓度要接近为好。 一般应在 1 /10 - 10 / 1 之间。这时有 这一 pH 值范围，称为缓冲范围。当然 时最好。

※式 (2)是以弱酸为基础的，以弱碱为基础的公式应为:

例 6 拟配制 pH = 7 的缓冲溶液，如何从下列信息中选择缓冲 对？配比应如何？

解：

可以使 NaH2PO4 和 Na2HPO4 的摩尔比为 1.62 ， 注意两者的浓度皆不宜太小 ，以保证缓冲容量。

四 盐效应

在 NH3·H2O 中加入与其没有共同离子的 KCl , 对 NH3·H2O 的电离度是否会有影响呢？ 实验结果表明，电离度增大。 为什么？

例 7 向 0.10 的 NH3·H2O 中加入 KCl ，使 KCl 的浓度达到 0.2 ，求 [ OH- ] 和电离度。已知 Kb = 1.8

解： KCl 的加入，使溶液中的离子浓度增大，离子氛的作用加强，活度系数 f 变小。KCl 的浓度达到 0.2 时，f = 0.7 . NH3·H2O = NH4+ + OH- 用活度表示平衡常数：.

若不考虑活度系数，或认为 f = 1 , 则 [ OH- ] = 1.34 , = 1.34 %

若考虑活度系数，则:

在此，[ OH- ] = 1.9, 说明已经解离了这些, 才使得活度为 1.34 , 故 = 1.9 % 。 加入 KCl ，使电离度增大，这种作用称为盐效应。

关于盐效应，要注意以下问题： 1）盐效应的影响不大； 2）有同离子效应存在时，不必考虑盐效应； 3）不要求计算，只要求会讨 论问题。

五 酸碱指示剂

1 指示剂的变色原理

能通过颜色变化指示溶液的酸碱性的物质，如石蕊，酚酞，甲基橙等，称为酸碱指示剂。酸碱指示剂一般是弱的有机酸。 现以甲基橙为例，说明指示剂的变色原理。甲基橙的电离平衡表示如下：

分子态 HIn 显红色， 而酸根离子 In- 显**。当体系中 H+ 的浓度大时，平衡左移，以分子态形式居多时，显红色；当体系中 OH- 的浓度大时，平衡右移，以离子态形式居多时，显**。究竟 pH = ? 时，指示剂的颜色发生变化，则与弱酸 HIn 的电离平衡常数 Ka 的大小有关。

2 变色点和变色范围

仍以甲基橙为例， HIn = In- + H+ Ka = 4 当 [ In- ] = [ H In ] 时，[ H+ ] = pKa = 4 , pH = pKa = 3.4，显橙色，介于红色和**之间。

当 pH < 3.4 , H In 占优势时，红色成分大；

当 pH > 3.4 , In- 占优势时，**成分大；

故 pH = pKa 称为指示剂的理论变色点。甲基橙的理论变色点为 pH = 3.4, 酚酞的理论变色点为 pH = 9.1。 距离理论变色点很近时，显色并不明显，因为一种物质的优势还不够大。 当 [ HIn ] = 10 [ In- ] 时， 显红色， 当 [ In- ] = 10 [ H In ] 时，显**。

这时有关系式 pH = pKa 1 , 这是指示剂的变色范围。各种颜色互相掩盖的能力并不相同。红色易显色，对甲基橙，当 [ HIn ] = 2 [ In- ] 时，即可显红色；而当 [ In- ] = 10 [ H In ] 时，才显**。 故甲基橙的实际变色范围为 pH 值在 3.1 和 4.4 之间。酚酞 8.0 - 10.0 。选用指示剂时，可以从手册中查找其变色点和实际变色范围。