IB 化学 SL Paper 2 模拟卷：化学平衡与酸碱计算（100 分）

2026-11-10

练习卷 · IB 化学 SL · Paper 2

IB 化学 SL Paper 2 模拟卷：化学平衡与酸碱计算（100 分）：6 题 36 部分、100 分、75 分钟。题型涵盖 Kc 表达式与单位、平衡浓度计算、反应商 Q 与移动方向、勒沙特列原理在哈伯法的应用、强酸与弱酸 pH 与电离度、稀释效应、Kw 与 pOH 换算、滴定曲线形状与指示剂选择，以及由滴定与 pH 求 Ka。

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卷面资料　年级：IB DP Year 2 (SL)　｜　科目：化学　｜　时限：75 分钟　｜　总分：100 分　｜　题数：36

第 1 题（18 分）：哈伯法与平衡常数

氮气与氢气在 673 K、200 atm 及铁催化剂下生成氨：N2(g) + 3H2(g) 可逆反应 2NH3(g)，正反应放热 92 kJ/mol。

#	题目	答案与评分要点
1	(a) 写出此反应的 Kc 表达式。	Kc = [NH3]^2 / ([N2][H2]^3)
2	(b) 在 2.00 dm3 的容器中，平衡时有 0.600 mol N2、1.800 mol H2 与 0.400 mol NH3。计算 Kc。	[N2]=0.600/2.00=0.300；[H2]=1.800/2.00=0.900；[NH3]=0.400/2.00=0.200 mol/dm3。Kc = (0.200)^2 / (0.300 x 0.900^3) = 0.0400 / 0.2187 = 0.183 mol-2 dm6（给 0.18 亦接受）
3	(c) 写出 (b) 中 Kc 的单位。	分子 (mol dm-3)^2、分母 (mol dm-3)^4，故单位为 mol-2 dm6；平衡常数单位随方程式系数而变。
4	(d) 在平衡时再加入 0.200 mol N2（体积不变）。计算反应商 Q，并判断平衡移动方向。	新的 [N2]=0.800/2.00=0.400。Q = 0.0400/(0.400 x 0.729) = 0.137。Q 小于 Kc（0.183），故反应向右（正反应）移动，NH3 增加。
5	(e) 把容器体积由 2.00 dm3 压缩至 1.00 dm3（温度不变）。解释对 NH3 产量的影响，并说明 Kc 是否改变。	体积减半，各浓度加倍；左边 4 mol 气体、右边 2 mol 气体，故系统向气体摩尔数较少的一方（右边）移动，NH3 产量增加。温度不变，Kc 不变，只是平衡位置改变。
6	(f) 把温度由 673 K 升高至 773 K。解释对 Kc 与 NH3 平衡产量的影响。	正反应放热，升温时系统吸收热量、向吸热方向（逆反应）移动，故 NH3 产量下降、Kc 变小。
7	(g) 加入更多铁催化剂。解释对平衡位置与 Kc 的影响。	催化剂等量降低正、逆反应活化能，只加快达到平衡的速度，不改变平衡位置，亦不改变 Kc。

第 2 题（16 分）：N2O4 与 NO2 的平衡计算

在 350 K，四氧化二氮会分解：N2O4(g) 可逆反应 2NO2(g)。把 0.200 mol N2O4 放入 1.00 dm3 容器，达平衡时 NO2 浓度为 0.0600 mol/dm3。

#	题目	答案与评分要点
8	(a) 写出此反应的 Kc 表达式。	Kc = [NO2]^2 / [N2O4]
9	(b) 用 ICE 表（初、变、平）求出 N2O4 的平衡浓度。	设变化量为 x：NO2 由 0 增至 2x，故 2x = 0.0600，x = 0.0300；[N2O4] = 0.200 – 0.0300 = 0.170 mol/dm3。
10	(c) 计算 350 K 时的 Kc。	Kc = (0.0600)^2 / 0.170 = 0.00360 / 0.170 = 0.0212 mol/dm3。
11	(d) 计算 N2O4 的解离度（以百分率表示）。	解离度 = 0.0300 / 0.200 x 100% = 15.0%。
12	(e) 把容器体积减半（温度不变）。预测颜色深浅与平衡移动方向，并解释。	体积减半浓度加倍，Q = (0.120)^2/0.340 = 0.0424 大于 Kc，故向逆反应（左）移动，NO2 减少、N2O4 增加，棕色变浅；但加压本身令 NO2 瞬时浓度上升，颜色先深后浅。
13	(f) 若正反应为吸热，升温后 Kc 如何改变？解离度如何改变？	吸热反应升温时向正反应移动，Kc 增大，N2O4 解离度上升。

第 3 题（18 分）：强酸与弱酸的 pH

在 298 K，Kw = 1.0 x 10^-14。乙酸 CH3COOH 的 Ka = 1.8 x 10^-5。

#	题目	答案与评分要点
14	(a) 计算 0.0200 mol/dm3 盐酸（强酸）的 pH。	[H+] = 0.0200 mol/dm3；pH = -log(0.0200) = 1.70。
15	(b) 计算 0.0200 mol/dm3 乙酸的 [H+] 与 pH。	Ka = [H+]^2/c 假设 [H+] 远小于 c：[H+] = 根号(1.8e-5 x 0.0200) = 6.0 x 10^-4 mol/dm3；pH = 3.22。
16	(c) 解释为何同浓度的乙酸 pH 高于盐酸。	乙酸只是部分电离（弱酸），[H+] 远低于酸的总浓度；盐酸完全电离，[H+] 等于酸的浓度，故乙酸 pH 较高。
17	(d) 计算 0.0200 mol/dm3 乙酸的电离度。	电离度 = 6.0e-4 / 0.0200 x 100% = 3.0%。
18	(e) 把该乙酸稀释 10 倍至 0.00200 mol/dm3。计算新的 pH，并解释 pH 变化为何小于 1 个单位。	[H+] = 根号(1.8e-5 x 0.00200) = 1.90 x 10^-4；pH = 3.72，只上升 0.50。稀释令电离度上升，补回部分 [H+]，故 pH 升幅小于 1。
19	(f) 某溶液在 298 K 时 pH = 11.50。计算其 [OH-] 与 [H+]。	pOH = 14.00 – 11.50 = 2.50；[OH-] = 10^-2.50 = 3.16 x 10^-3 mol/dm3；[H+] = Kw/[OH-] = 3.16 x 10^-12 mol/dm3。

第 4 题（16 分）：滴定曲线与指示剂选择

以 0.100 mol/dm3 氢氧化钠溶液滴定 25.0 cm3 的 0.100 mol/dm3 乙酸（Ka = 1.8 x 10^-5，Kw = 1.0 x 10^-14，298 K）。

#	题目	答案与评分要点
20	(a) 计算达当量点所需的 NaOH 体积。	n(CH3COOH) = 0.100 x 0.0250 = 2.50 x 10^-3 mol；1:1 反应，故 V(NaOH) = 2.50e-3 / 0.100 = 0.0250 dm3 = 25.0 cm3。
21	(b) 计算当量点时溶液的 pH。	总体积 50.0 cm3，[CH3COO-] = 2.50e-3 / 0.0500 = 0.0500 mol/dm3。Kb = Kw/Ka = 5.56 x 10^-10；[OH-] = 根号(5.56e-10 x 0.0500) = 5.27 x 10^-6；pOH = 5.28，pH = 8.72。
22	(c) 应选用哪一种指示剂？写出所需颜色变化范围。	酚酞（变色范围 pH 8.3–10.0），由无色变粉红；当量点 pH 8.72 落在范围内。
23	(d) 描述滴定曲线的形状（起始 pH、缓冲区、当量点前后）。	起始 pH 约 2.9（弱酸）；加入 0–20 cm3 期间形成缓冲区，pH 上升缓慢；接近 25.0 cm3 时 pH 急升（由约 7 跳至约 11）；当量点 pH 8.72；之后趋近 0.050 mol/dm3 NaOH 的 pH 约 12.7。
24	(e) 解释为何不可用甲基橙（pH 3.1–4.4）作此滴定的指示剂。	当量点 pH 8.72 远高于甲基橙变色范围；甲基橙会在 pH 4 左右已变色，即在到达当量点之前就变色，令终点体积严重偏低。

第 5 题（18 分）：由滴定与 pH 测定 Ka

一名学生用 0.1000 mol/dm3 NaOH 滴定 25.0 cm3 未知浓度的一元弱酸 HA，平均滴定体积为 24.60 cm3。原酸溶液的 pH 为 2.90（298 K）。

#	题目	答案与评分要点
25	(a) 由滴定数据计算 HA 的浓度。	n(NaOH) = 0.1000 x 0.02460 = 2.460 x 10^-3 mol；1:1 反应，故 c(HA) = 2.460e-3 / 0.0250 = 0.0984 mol/dm3。
26	(b) 由 pH = 2.90 计算原溶液的 [H+]。	[H+] = 10^-2.90 = 1.26 x 10^-3 mol/dm3。
27	(c) 计算 HA 的 Ka。	Ka = [H+]^2 / c = (1.26e-3)^2 / 0.0984 = 1.61 x 10^-5。
28	(d) 计算 HA 的 pKa。	pKa = -log(1.61e-5) = 4.79。
29	(e) 计算 HA 在此浓度下的电离度（百分率）。	电离度 = 1.26e-3 / 0.0984 x 100% = 1.28%。
30	(f) 在 (c) 的计算中假设了 [H+] 远小于 c。用数字评估此假设是否合理，并说明若不作此假设应如何求 Ka。	1.26e-3 相对 0.0984 约为 1.3%，远小于 5%，故假设合理。若不假设，应解二次方程 Ka = x^2/(c – x)，或迭代修正分母为 c – [H+] = 0.0971，得出 Ka 约 1.63 x 10^-5，与 (c) 相差约 1%。

第 6 题（14 分）：平衡常数的应用与判断

以下问题关于平衡常数的意义，以及如何用它判断反应方向。

#	题目	答案与评分要点
31	(a) 解释为何 Kc 只随温度改变，而与浓度、压力、催化剂无关。	Kc 由平衡时的浓度比组成，而平衡位置只随温度改变（ΔH 固定）；改变浓度或压力只令系统在新的位置重新达平衡，比值仍回归同一 Kc；催化剂不改变平衡位置。
32	(b) 加入催化剂对平衡位置有何影响？	无影响；正逆反应速率同倍增加，只缩短达平衡的时间。
33	(c) 第 1 题的 Kc 为 0.183。写出逆反应 2NH3(g) 可逆反应 N2(g) + 3H2(g) 的 Kc。	Kc(逆) = 1 / 0.183 = 5.47（单位 mol2 dm-6）。
34	(d) 某时刻测得 [NH3] = 0.400、[N2] = 0.100、[H2] = 0.300 mol/dm3。计算 Q 并判断移动方向。	Q = (0.400)^2 / (0.100 x 0.300^3) = 0.160 / 0.00270 = 59.3。Q 远大于 Kc（0.183），故向逆反应（左）移动，NH3 减少。
35	(e) 在工业反应中不断把生成的氨冷凝移走。解释对产量的影响。	移走产物令 Q 小于 Kc，平衡持续向右移动，氨的总产量提高（勒沙特列原理）。
36	(f) 工业上同时采用高压与较低温度，但温度不能太低。解释这个取舍。	高压有利于向右（气体摩尔数减少）并提高产量；低温有利于放热的正反应、提高 Kc，但温度太低反应速率过慢、催化剂活性不足，故需在产量与速率之间取舍（工业上用约 673 K）。

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