資源簡介

第46講　水溶液中四大平衡常數的綜合應用
[課程標準]　1.掌握四大平衡常數[Ka(Kb)、Kw、Kh、Ksp]的簡單計算。2.掌握四大平衡常數[Ka(Kb)、Kw、Kh、Ksp]之間的換算方法。
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1．四大平衡常數的表達式
符號 適用體系 平衡關系式(實例)及平衡常數表達式
水的離子積常數 Kw 任意水溶液 H2OH＋＋OH－Kw＝c(H＋)·c(OH－)
弱電解質電離平衡常數 Ka或Kb 弱酸或弱堿溶液 HFH＋＋F－Ka＝
鹽的水解平衡常數 Kh 弱離子的鹽溶液 CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－Kh＝
沉淀溶解平衡常數 Ksp 難溶電解質 Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)Ksp[Mg(OH)2]＝c(Mg2＋)·c2(OH－)
2.四大平衡常數的應用
(1)Q與K的關系：二者表達式相同，若QK，平衡逆向移動。
(2)平衡常數都只與溫度有關，溫度不變，平衡常數不變。升高溫度，Ka(Kb)、Kw、Kh均增大，而Ksp一般會增大。
3．四大平衡常數Ka(Kb)、Kw、Kh、Ksp之間的關系
(1)平衡常數都只與溫度有關，溫度不變，平衡常數不變。升高溫度，Ka、Kb、Kw、Kh均增大。
(2)Ka(Kb)、Kh、Kw三者的關系式為Kh＝(或)。
(3)對二元弱酸的Ka1、Ka2與相應酸根離子的Kh1、Kh2的關系式為Ka1·Kh2＝Kw，Ka2·Kh1＝Kw。
(4)反應CdS(s)＋2H＋(aq)Cd2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常數K，則K＝。
(5)反應3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq)2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋(aq)的平衡常數K＝＝ eq \f(K[Mg（OH）2],K[Fe（OH）3]) 。
學生用書?第218頁
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一、利用電離常數確定離子濃度比值的變化
1．已知某溫度下CH3COOH和NH3·H2O的電離常數相等，現向10 mL濃度為0.1 mol/L的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中(　　)
A．水的電離程度始終增大
B．c(NH)/c(NH3·H2O)先增大再減小
C．c(CH3COOH)與c(CH3COO－)之和始終保持不變
D．當加入氨水的體積為10 mL時，c(NH)＝c(CH3COO－)
D　[酸堿均抑制水的電離，向CH3COOH溶液中滴加氨水，水的電離程度先增大，當恰好完全反應后，再滴加氨水，水的電離程度減小，A錯誤；因為氨水的電離常數Kb＝ eq \f(c（OH－）·c（NH）,c（NH3·H2O）) ，所以 eq \f(c（NH）,c（NH3·H2O）) ＝，因為溫度不變，Kb不變，隨氨水的加入c(OH－)增大， eq \f(c（NH）,c（NH3·H2O）) 不斷減小，B錯誤；加入氨水，體積變大，c(CH3COOH)與c(CH3COO－)之和變小，C錯誤；當加入氨水的體積為10 mL時，氨水與CH3COOH恰好反應，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數相等，故CH3COO－和NH的水解程度相同，溶液呈中性，由電荷守恒可得c(NH)＝c(CH3COO－)，D正確。]
二、利用電離常數判斷化學反應進行的方向
2．部分弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸 HCOOH HCN H2CO3
電離平衡常數(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
下列選項錯誤的是 (填字母)。
a．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
b．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
c．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
d．等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中所含離子總數前者小于后者
解析：　根據電離平衡常數，HCN的電離程度介于H2CO3的一級電離和二級電離之間，因此a中反應錯誤，應為CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO；HCOOH的電離程度大于H2CO3的一級電離，因此b正確；等pH的HCOOH和HCN，HCN溶液的濃度大，中和等體積、等pH的HCOOH和HCN，后者消耗NaOH的量大，c正確；在HCOONa和NaCN溶液中分別存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－)。等濃度的HCOONa和NaCN溶液，NaCN水解程度大，溶液中OH－濃度大，H＋濃度小。根據電荷守恒，兩溶液中離子總濃度為2[c(Na＋)＋c(H＋)]，而Na＋濃度相同，H＋濃度后者小，因此等體積、等濃度的兩溶液中離子總數前者大于后者，d錯誤。
答案：　ad
三、利用水的離子積常數判斷溶液的酸堿性
3．如圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關系，下列判斷錯誤的是(　　)
A．兩條曲線間任意點均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M區域內任意點均有c(H＋)C．圖中T1D．XZ線上任意點均有pH＝7
D　[任何水溶液中都有Kw＝c(H＋)·c(OH－)，因此兩條曲線間任一點均有此關系，A項正確；XZ線上任意點溶液呈中性，M區域在XZ上方均有c(H＋)四、Ksp在污水處理及工農業生產中的應用
4．下表是三種物質的溶解度(20 ℃)，下列說法中正確的是(　　)
物質 MgCl2 Mg(OH)2 MgCO3
溶解度(g/100 g水) 74 0.000 84 0.01
A．已知MgCO3的Ksp＝6.82×10－6，則所有含有固體MgCO3的溶液中，都有c(Mg2＋)＝c(CO)，且c(Mg2＋)·c(CO)＝6.82×10－6
B．將表中三種物質與水混合，加熱、灼燒，最終的固體產物相同
C．除去粗鹽中含有的MgCl2雜質，最佳除雜試劑為Na2CO3溶液
D．用石灰水處理含有Mg2＋和HCO的硬水，發生反應的離子方程式為Mg2＋＋2HCO＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋MgCO3↓＋2H2O
B　[含有MgCO3的溶液中一定有c(Mg2＋)·c(CO)＝6.82×10－6，但是c(Mg2＋)、c(CO)不一定相等，如溶液中同時含有MgCl2或Na2CO3，A項錯誤；加熱MgCl2溶液過程中MgCl2水解，因HCl揮發，在加熱、灼燒后最終得到的是MgO，加熱MgCO3溶液過程中因Mg(OH)2更難溶，MgCO3轉化為Mg(OH)2，灼燒Mg(OH)2得到MgO，B項正確；由于Mg(OH)2的溶解度更小，故除去粗鹽中的MgCl2的最佳試劑是NaOH溶液，C項錯誤；石灰水處理硬水得到的沉淀是CaCO3和Mg(OH)2的混合物，D項錯誤。]
五、平衡常數之間關系的綜合應用
5．(1)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的濃度為2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝ mol·L－1。將SO2通入該氨水中，當c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1時，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝ 。
(2)聯氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯氨第一步電離的平衡常數值為 (已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。聯氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為 。
(3)已知：Kw＝1.0×10－14，Al(OH)3AlO＋H＋＋H2O　K＝2.0×10－13。Al(OH)3溶于NaOH溶液反應的平衡常數等于 。
學生用書?第219頁
(4)汽車尾氣中的SO2可用石灰水吸收，生成亞硫酸鈣懸濁液。常溫下，測得CaSO3與水形成的懸濁液pH為9，忽略SO的第二步水解，則Ksp(CaSO3)≈ (保留3位有效數字)。[已知：Ka1(H2SO3)＝1.54×10－2，Ka2(H2SO3)＝1.02×10－7]
解析：　(1)由NH3·H2O的電離方程式及其電離平衡常數Kb＝1.8×10－5可知，Kb＝[c(NH)·c(OH－)]/c(NH3·H2O)＝1.8×10－5，當氨水的濃度為2.0 mol·L－1時，溶液中的c(NH)＝c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1。由H2SO3的第二步電離方程式HSOSO＋ H＋及其電離平衡常數Ka2＝6.2×10－8可知，Ka2＝[c(SO)·c(H＋)]/c(HSO)＝6.2×10－8，將SO2通入該氨水中，當c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1時，溶液的c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，則c(SO)/c(HSO)＝＝0.62。
(2)聯氨為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨相似，則聯氨第一步電離的方程式為N2H4＋H2ON2H＋OH－，再根據：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107及Kw＝1.0×10－14，故聯氨第一步電離平衡常數為K＝ eq \f(c（N2H）·c（OH－）,c（N2H4）) ＝ eq \f(c（N2H）·c（OH－）·c（H＋）,c（N2H4）·c（H＋）) ＝ eq \f(c（N2H）,c（N2H4）·c（H＋）) ×c(OH－)·c(H＋)＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7；聯氨為二元弱堿，酸堿發生中和反應生成鹽，則聯氨與硫酸形成酸式鹽的化學式為N2H6(HSO4)2。
(3)Al(OH)3溶于NaOH溶液發生反應：Al(OH)3＋OH－AlO＋2H2O　K1，可分兩步進行：
Al(OH)3AlO＋H＋＋H2O　 K
H＋＋OH－H2O　
則K1＝＝＝20。
(4)pH＝9，c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，由SO＋H2OHSO＋OH－知，c(HSO)＝c(OH－)＝1×10－5mol·L－1。Kh(SO)＝ eq \f(c（HSO）·c（OH－）,c（SO）) ＝，則＝ eq \f(1×10－5×1×10－5,c（SO）) ，c(SO)＝1.02×10－3mol·L－1；由元素質量守恒知：c(Ca2＋)＝c(SO)＋c(HSO)＝1.02×10－3mol·L－1＋1×10－5mol·L－1＝1.03×10－3mol·L－1；則Ksp(CaSO3)＝c(Ca2＋)·c(SO)≈1.05×10－6。
答案：　(1)6.0×10－3　0.62　 (2)8.7×10－7　 N2H6(HSO4)2　 (3)20　 (4)1.05×10－6
真題演練　明確考向
1．(2021·湖南選擇考，17(5)) 常溫下加入的NH4HCO3溶液呈 (填“酸性”“堿性”或“中性”)(已知：NH3·H2O的Kb＝1.75×10－5，H2CO3的Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11)。
解析：　銨根離子的水解常數Kh(NH)＝≈5.7×10－10，碳酸氫根的水解常數Kh(HCO)＝＝≈2.3×10－8，則Kh(NH)答案：　堿性
2．(2021·河北選擇考，15(7)) 工序④溶液中的鋁元素恰好完全轉化為沉淀的反應為Al(OH)＋H＋Al(OH)3↓＋H2O。工序④溶液中的鋁元素恰好完全轉化為沉淀的pH為 。
(已知：通常認為溶液中離子濃度小于10－5mol·L－1為沉淀完全；Al(OH)3＋OH－Al(OH)：K＝100.63，Kw＝10－14，Ksp[Al(OH)3]＝10－33)
解析：　工序④溶液中的鋁元素恰好完全轉化為沉淀的反應Al(OH)＋H＋Al(OH)3↓＋H2O，反應的平衡常數為K1＝ eq \f(1,c[Al（OH）]·c（H＋）) ＝ eq \f(c（OH－）,c[Al（OH）]·c（H＋）·c（OH－）) ＝＝1013.37，當c[Al(OH)]為10—5mol/L時，溶液中氫離子濃度為 eq \f(1,c[Al（OH）]·K1) ＝mol/L＝10－8.37mol/L，則溶液的pH為8.37。
答案：　8.37
3．[2020·天津等級考，16(5)]已知25 ℃碳酸電離常數為Ka1、Ka2，當溶液pH＝12時，c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶ ∶ 。
解析：　H2CO3是二元弱酸，分步發生電離：H2CO3HCO＋H＋、HCOCO＋H＋，則有Ka1＝ eq \f(c（HCO）·c（H＋）,c（H2CO3）) 、Ka2＝ eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) ，從而可得：Ka1·Ka2＝ eq \f(c（CO）·c2（H＋）,c（H2CO3）) 。當溶液
pH＝12時，c(H＋)＝10－12 mol·L－1，代入Ka1、Ka1·Ka2可得：c(H2CO3)∶c(HCO)＝1∶(1012·Ka1)，c(H2CO3)∶c(CO)＝1∶(1024·Ka1·Ka2)，綜合可得：c(H2CO3)∶c(HCO)∶c(CO)＝1∶(1012·Ka1)∶(1024·Ka1·Ka2)。
答案：　1012·Ka1　1024·Ka1·Ka2
課時精練(四十六)　水溶液中四大平衡常數的綜合應用
(本欄目內容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)
1．常溫下，BaCO3的溶度積常數為Ksp，碳酸的電離常數為Ka1、Ka2，關于0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的下列說法錯誤的是(　　)
A．溶液中的c(HCO)一定小于0.1 mol·L－1
B．c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(CO)＋c(OH－)
C．升高溫度或加入NaOH固體， eq \f(c（Na＋）,c（HCO）) 均增大
D．將少量該溶液滴入BaCl2溶液中，反應的平衡常數K＝
D　[HCO在溶液中既要發生電離又要發生水解，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中的c(HCO)一定小于0.1 mol·L－1，A正確；NaHCO3溶液中存在質子質量守恒：c(H＋)＋c(H2CO3)＝(CO)＋c(OH－)，B正確；升高溫度，HCO的電離和水解都是吸熱反應，所以c(HCO)會減小，而c(Na＋)不變， eq \f(c（Na＋）,c（HCO）) 會增大，加入NaOH固體，c(Na＋)會增大， HCO與OH－反應導致c(HCO)減小， eq \f(c（Na＋）,c（HCO）) 會增大，C正確；將少量NaHCO3溶液滴入BaCl2溶液發生：HCOH＋＋ CO(Ka2)、Ba2＋＋ CO===BaCO3↓()、H＋＋ HCOH2CO3()，三式相加可得總反應Ba2＋＋2HCOBaCO3↓＋H2CO3(K)，所以K＝，D錯誤。]
2．已知，常溫下濃度為0.1 mol·L－1的下列溶液的pH如表：
溶質 NaF NaClO Na2CO3 NaHCO3
pH 7.5 9.7 11.6 8.3
下列有關說法正確的是(　　)
A．在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力順序：H2CO3＜HClO＜HF
B．若將CO2通入0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中至溶液呈中性，則溶液中2c(CO)＋c(HCO)＝0.1 mol·L－1
C．根據上表，水解方程式ClO－＋H2OHClO＋OH－的水解常數K≈10－7.6
D．向上述NaClO溶液中通HF氣體至恰好完全反應時：c(Na＋)＞c(F－)＞c(H＋)＞c(HClO)＞c(OH－)
C　[鹽NaF、NaClO、Na2CO3、NaHCO3所對應的酸依次為HF、HClO、HCO、H2CO3，酸性：HCO＜HClO＜H2CO3＜HF，所以三種酸溶液的導電能力順序：HClO＜H2CO3＜HF，A項錯誤；0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝0.2 mol·L－1，根據電荷守恒有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)，由于溶液呈中性：c(H＋)＝c(OH－)，則c(Na＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＝0.2 mol·L－1，B項錯誤；根據水解方程式ClO－＋H2OHClO＋OH－，水解的平衡常數表達式為K＝，從題表可知常溫下濃度為0.1 mol·L－1 NaClO溶液的pH＝9.7，則pOH＝4.3，c(OH－)＝10－4.3，所以，K＝≈10－7.6，C項正確；向NaClO 溶液中通HF氣體至恰好完全反應，NaClO＋HF===NaF＋HClO，溶液中生成等物質的量的NaF和HClO，由于HClO為弱酸，存在著電離平衡：HClOH＋＋ClO－，同時溶液中也存在著NaF的水解平衡，但是由于水解程度是很微弱的，所以溶液中應該是c(Na＋)＞c(F－)＞c(HClO)＞c(H＋)＞c(OH－)，D項錯誤。]
3．25 ℃，HCN溶液中各離子的分布系數δ[如δ(CN－)＝]隨pH變化的關系如圖所示，下列表述正確的是(　　)
A．HCN的Ka數量級為10－9
B．0.1 mol/L NaCN溶液的pH＝11.1
C．用標準NaOH溶液滴定未知濃度的HCN溶液時可選用甲基橙試液作指示劑
D．將同體積同濃度的HCN溶液和NaCN溶液混合，所得溶液：c(CN－)>c(HCN)
B　[A項，Ka(HCN)＝，由圖像可知，當c(CN－)＝c(HCN)時，c(H＋)＝10－9.2，代入Ka表達式得Ka(HCN)＝c(H＋)＝10－9.2，其數量級為10－10，故A錯誤；B項，NaCN在溶液中發生水解，水解常數Kh＝＝＝1×10－4.8，0.1 mol/L NaCN溶液，CN－＋H2OHCN＋OH－，Kh＝＝，則c(OH－)＝＝10－2.9，即c(H＋)＝10－11.1，則pH＝11.1，故B正確；C項，用NaOH溶液滴定HCN溶液，滴定終點時恰好生成NaCN，溶液顯堿性，應用酚酞作指示劑，不能選用甲基橙，故C錯誤；D項，等濃度的HCN和NaCN混合溶液，由于Kh＝1×10－4.8>10－9.2＝Ka(HCN)，CN－的水解大于HCN的電離，則c(CN－)4．25 ℃時，用HCl和KOH固體改變0.1 mol·L－1的鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Ka1＝1.1×10－3、Ka2＝3.9×10－6)溶液的pH，lg c(H2A)、lg c(HA－)和lg c(A2－)隨pH變化的關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A．曲線①代表lg c(H2A)，曲線③代表lg c(A2－)
B．P點時，c(K＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)
C．0.1 mol·L－1KHA溶液中，c(K＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)
D．用KOH固體改變KHA溶液pH至14過程中，c(A2－)一直增大
B　[A項，H2A＋OH－===HA－＋H2O，HA－＋OH－===H2O＋A2－，隨pH增大，c(H2A)一直下降，c(HA－)先增大后減小，c(A2－)一直增大，故曲線①代表lg c(H2A)，曲線③代表lg c(A2－)，A正確；B項，P點時，P處有K2A、KHA，lg c(H2A)≈－5，即c(H2A) ≈10－5 mol/L，若溶質為KHA，則由元素質量守恒c(K＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)，但是P處有K2A、KHA兩種溶質c(K＋)不等于c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)，B錯誤；C項，HA－H＋＋A2－，Ka2＝3.9×10－6，HA－＋H2OH2A＋OH－，Kh＝＝，Kh＝＝≈9.09×10－12＜Ka2，故HA－的電離程度更大，故c(A2－)>c(H2A)，整體而言電離程度仍較小，c(K＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)，C正確；D項，HA－＋OH－===H2O＋A2－，c(A2－)一直增大，D正確。]
5．常溫下，用AgNO3溶液分別滴定濃度均為0.01 mol·L－1的KCl、K2C2O4溶液，所得的沉淀溶解平衡圖像如圖所示(不考慮C2O的水解)。下列敘述正確的是(　　)
A．Ksp(Ag2C2O4)的數量級等于10－7
B．n點表示AgCl的不飽和溶液
C．向c(Cl－)＝c(C2O)的混合液中滴入AgNO3溶液時，先生成Ag2C2O4沉淀
D.Ag2C2O4(s)＋2Cl－(aq)===2AgCl(s)＋C2O(aq)的平衡常數為109.04
D　[從圖像看出，當c(C2O)＝10－2.46mol·L－1，c(Ag＋)＝10－4mol·L－1，Ksp(Ag2C2O4)＝10－2.46×(10－4)2＝10－10.46，故它的數量級等于10－11，A錯誤；AgCl中c(Ag＋)＝Ksp(AgCl)/c(Cl－)＝10－9.75/c(Cl－)，Ag2C2O4中c(Ag＋)＝ eq \r(\f(Ksp（Ag2C2O4）,c（C2O）)) ＝ eq \r(\f(10－10.46,c（C2O）)) ＝ eq \f(10－5.23,\r(c（C2O）)) ，假設c(Cl－)＝c(C2O)＝1 mol·L－1，則Ag2C2O4溶液中c(Ag＋)較大，因此向c(Cl－)＝c(C2O)的混合液中滴入AgNO3溶液時，先生成AgCl沉淀，C錯誤；Ag2C2O4(s)＋2Cl－(aq)===2AgCl(s)＋C2O(aq)的平衡常數為c(C2O)/c2(Cl－)＝c(C2O)×c2(Ag＋)/[c2(Ag＋)×c2(Cl－)]＝10－10.46/(10－9.75)2＝109.04，D正確。]
6．溶液中各含氮(或碳)微粒的分布分數δ，是指某含氮(或碳)微粒的濃度占各含氮(或碳微粒濃度之和的分數。25 ℃時，向0.1 mol·L－1的NH4HCO3溶液(pH＝7.8)中滴加適量的鹽酸或NaOH溶液，溶液中含氮(或碳)各微粒的分布分數δ與pH的關系如圖所示(不考慮溶液中的CO2和NH3分子)。下列說法正確的是(　　)
A．Kb(NH3·H2O)B．n點時，溶液中3c(HCO)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)
C．m點時，c(NH3·H2O)>c(HCO)
D．反應HCO＋NH3·H2ONH＋CO＋H2O的平衡常數為K，lg K＝－0.9
D　[由圖可知，溶液pH為6.4時，溶液中c(HCO)＝c(H2CO3)，則電離常數Ka1(H2CO3)＝ eq \f(c（HCO）·c（H＋）,c（H2CO3）) ＝c(H＋)＝10－6.4，溶液pH為9.3時，溶液中c(NH)＝c(NH3·H2O)，則電離常數Kb(NH3·H2O)＝ eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) ＝c(OH－)＝10－4.7，溶液pH為10.2時，溶液中c(HCO)＝c(CO)，則電離常數Ka2(H2CO3)＝ eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) ＝c(H＋)＝10－10.2。A項，由分析可知，一水合氨的電離常數大于碳酸的一級電離常數，故A錯誤；B項，由圖可知，n點時，加入氫氧化鈉溶液反應得到的溶液中含有鈉離子、銨根離子、碳酸根離子、碳酸氫根離子和一水合氨，溶液中c(HCO)＝c(CO)，由溶液中的電荷守恒2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)＋c(Na＋)可得3c(HCO)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)＋c(Na＋)，故B錯誤；C項，由圖可知，m點時，溶液中c(NH3·H2O)>c(HCO)，故C正確；D項，由方程式可知，反應平衡常數K＝ eq \f(c（NH）·c（CO）,c（NH3·H2O）·c（HCO）) ＝ eq \f(c（NH）·c（OH－）,c（NH3·H2O）) × eq \f(c（CO）·c（H＋）,c（HCO）) ×＝＝＝10－0.9，則lg K＝－0.9，故D正確。]
7．已知：25 ℃時，Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－18，Ka(HCOOH)＝1.0×10－4。該溫度下，下列說法錯誤的是(　　)
A．HCOO－的水解平衡常數為1.0×10－10
B．Zn(OH)2溶于水形成的飽和溶液中，c(Zn2＋)＞1.0×10－6 mol·L－1
C．向Zn(OH)2懸濁液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大
D．Zn(OH)2(s)＋2HCOOH(aq)Zn2＋(aq)＋2HCOO－(aq)＋2H2O(l)的平衡常數K＝100
B　[HCOO－存在水解平衡：HCOO－＋H2OHCOOH＋OH－，則水解平衡常數為Kh＝＝＝＝1.0×10－10，A正確；Zn(OH)2溶于水形成的飽和溶液中，Ksp[Zn(OH)2]＝c(Zn2＋)·c2(OH－)＝4c3(Zn2＋)＝1.0×10－18，則有c(Zn2＋)<1.0×10－6 mol·L－1，B錯誤；向Zn(OH)2懸濁液中加入HCOOH，發生中和反應消耗OH－，Zn(OH)2溶解平衡正向移動，溶液中c(Zn2＋)增大，C正確；該反應的平衡常數為K＝＝ eq \f(K（HCOOH）·Ksp[Zn（OH）2],K) ＝＝100，D正確。]
8．ROH是一元弱堿，難溶鹽RA、RB的兩飽和溶液中c(A－)或c(B－)隨c(OH－)而變化，A－和B－不發生水解。實驗發現，298 K時c2(A－)與c(OH－)、c2(B－)與c(OH－)的關系如圖所示，甲表示c2(A－)與c(OH－)關系。下列敘述錯誤的是(　　)
A．RA飽和溶液pH＝6時，c(A－)<2×10－5 mol·L－1
B．RB的溶度積Ksp(RB)的數值為5×10－11
C．ROH的電離平衡常數Kb(ROH)的數值為2×10－6
D．RB飽和溶液中pH＝7時，c(R＋)＋c(H＋)＝c(B－)＋c(OH－)
C　[A項，RA飽和溶液pH＝6時，c(H＋)＝10－6mol/L，c(OH－)＝1×10－8 mol/L，據圖可知此時c2(A－)＝30×10－11(mol/L)2，所以c(A－)＝×10－5mol·L－1＜2×10－5mol·L－1，A正確；B項，RB的飽和溶液中存在平衡：RBR＋＋B－、R＋＋H2OROH＋H＋，當溶液酸性越強，R＋的水解程度越弱，c(R＋)和c(B－)的大小越接近，據圖可知當c(OH－)接近0時(酸性強)，c2(B－)＝5×10－11(mol/L)2，此時c(R＋)＝c(B－)，Ksp(RB)＝c(R＋)·c(B－)＝c2(B－)＝5×10－11，B正確；C項，RB溶液中存在元素質量守恒c(R＋)＋c(ROH)＝c(B－)，Kb(ROH)＝，則c(R＋)＝c(ROH)時，滿足c(R＋)＝c(ROH)＝c(B－)，Ksp(RB)＝c(R＋)·c(B－)＝c(B－)·c(B－)＝5×10－11，所以此時c2(B－)＝10×10－11，據圖可知此時c(OH－)＝2×10－8mol/L，即Kb(ROH)＝2×10－8，C錯誤；D項，RB飽和溶液若不加入其他物質，由于R＋的水解，溶液會顯酸性，所以pH＝7時需要加入堿，若加入的堿不是ROH，則還有其他陽離子，此時根據電荷守恒可知c(R＋)＋c(H＋)≠c(B－)＋c(OH－)，D錯誤。]
9．已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分別表示化學平衡常數、弱酸的電離常數、水的離子積常數、鹽的水解常數、難溶電解質的溶度積常數。
(1)有關上述常數的說法正確的是 。
a．它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度
b．它們的大小都隨溫度的升高而增大
c．常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka
d.一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh
(2)25 ℃時，H2SO3HSO＋H＋的電離常數Ka＝1×10－2 mol·L－1，則該溫度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝ 。
(3)高爐煉鐵中發生的反應有：
FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)　ΔH＜0
該反應的平衡常數表達式K＝ ；
已知1 100 ℃時，K＝0.25，則平衡時CO的轉化率為 ；
在該溫度下，若測得高爐中c(CO2)＝0.020 mol·L－1，c(CO)＝0.1 mol·L－1，則此時反應速率是v正 v逆(填“＞”“＜”或“＝”)。
(4)已知常溫下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分別為8.0×10－38、1.0×10－11，向濃度均為0.1 mol·L－1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入堿液，要使Fe3＋完全沉淀而Mg2＋不沉淀，應該調節溶液pH的范圍是 (已知lg 2＝0.3，離子濃度低于10－5mol·L－1時認為沉淀完全)。
解析：　(1)對于正反應為放熱反應的化學平衡，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數減小，b選項錯誤；溫度不變，CH3COOH的電離常數不變，c選項錯誤。(2)由Ka＝ eq \f(c（H＋）·c（HSO）,c（H2SO3）) ，代入數據得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。(3)根據方程式可得K＝；設開始時c(CO)＝a mol·L－1，平衡時c(CO2)＝b mol·L－1，則＝0.25，得a＝5b，則平衡時CO的轉化率為＝×100%＝20%；Q＝＝0.20＜0.25，故v正＞v逆。
(4)Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)，Fe3＋完全沉淀時c3(OH－)＝，得c(OH－)＝2×10－11 mol·L－1，pH＝3.3，Mg(OH)2開始沉淀時c2(OH－)＝＝1.0×10－10，得c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，pH＝9，調節pH范圍為3.3≤pH＜9。
答案：　(1)ad　(2)0.01 mol·L－1　(3)　20%　＞　(4)3.3≤pH＜9
10．(1)常溫下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，在NH4HCO3溶液中，c(NH) (填“>”“<”或“＝”)c(HCO)；反應NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常數K＝ (已知常溫下NH3·H2O的電離平衡常數Kb＝2×10－5，H2CO3的電離平衡常數K1＝4×10－7，K2＝4×10－11)。
(2)已知Ksp[Mg(OH)2]＝2×10－11，在某MgSO4溶液里c(Mg2＋)＝0.002 mol·L－1，如果生成Mg(OH)2沉淀，應調整溶液pH，使之大于 ；在0.20 L的0.002 mol·L－1 MgSO4溶液中加入等體積的0.10 mol·L－1的氨水溶液，電離常數Kb(NH3·H2O)＝2×10－5，試計算 (填“有”或“無”)Mg(OH)2沉淀生成？
(3)CuCl懸濁液中加入Na2S，發生的反應為2CuCl(s)＋S2－(aq)Cu2S(s)＋2Cl－(aq)，該反應的平衡常數K＝ [已知Ksp(CuCl)＝1.2×10－6，Ksp(Cu2S)＝2.5×10－43]。
(4)已知常溫下H2SO3的電離常數：Ka1＝1.0×10－1.9，Ka2＝1.0×10－7.2，計算0.1 mol·L－1 NaHSO3溶液的pH值為 (忽略SO的二級水解)。
解析：　(1)由于NH3·H2O的電離常數大于HCO的電離常數，再根據鹽類水解規律可得HCO的水解程度更大，因此c(NH)>c(HCO)；反應NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常數K＝ eq \f(c（NH3·H2O）·c（H2CO3）,c（NH）·c（HCO）) ＝＝＝1.25×10－3。
(2)MgSO4溶液中c(Mg2＋)＝0.002 mol·L－1，沉淀平衡時c(OH－)＝ mol·L－1＝10－4 mol·L－1，則c(H＋)＝10－10 mol·L－1，因此生成Mg(OH)2沉淀，應調整溶液pH，使之大于10；在0.20 L的0.002 mol·L－1 MgSO4溶液中加入等體積的0.10 mol·L－1的氨水溶液，鎂離子濃度變為0.001 mol·L－1，氨水濃度變為0.05 mol·L－1，c(OH－)＝ mol·L－1＝0.001 mol·L－1，c(Mg2＋)·c2(OH－)＝10－9>Ksp[Mg(OH)2]＝2×10－11，有沉淀產生。
(3)2CuCl(s)＋S2－(aq)Cu2S(s)＋2Cl－(aq)的平衡常數K＝＝＝ eq \f(K（CuCl）,Ksp（Cu2S）) ＝＝5.76×1030。
(4)HSOSO＋H＋的電離常數Ka2＝ eq \f(c（H＋）·c（SO）,c（HSO）) ＝1.0×10－7.2，c(SO)≈c(H＋)，c(HSO)≈0.1 mol·L－1，則c2(H＋)＝1.0×10－7.2×c(HSO)＝1.0×10－7.2×0.1＝10－8.2，c(H＋)＝10－4.1，故pH＝－lg c(H＋)＝4.1。
答案：　(1)>　1.25×10－3　(2)10　有　
(3)5.76×1030　(4)4.1
11．已知：25 ℃，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kb(NH3·H2O)＝1.75×10－5，≈1.3，lg 1.3≈0.1
(1)25 ℃，0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＝ ；將0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L－1的氨水等體積混合，所得溶液中離子濃度大小關系為 。
(2)25 ℃，0.2 mol·L－1 NH4Cl溶液中NH水解反應的平衡常數Kh＝ (保留2位有效數字)。
(3)25 ℃，向0.1 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl固體，NH3·H2ONH＋OH－的電離平衡 (填“正”“逆”或者“不”)移；請用氨水和某種銨鹽(其他試劑與用品自選)，設計一個實驗證明NH3·H2O是弱電解質 。
解析：　(1)已知CH3COOHCH3COO－＋H＋，25 ℃，0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中Ka(CH3COOH)＝＝1.75×10－5 ，c(H＋)≈c(CH3COO－)，則c2(H＋)＝1.75×10－5×c(CH3COOH)＝1.75×10－5×0.1 mol·L－1＝1.75×10－6，c(H＋)＝×10－3 mol·L－1≈1.3×10－3 mol·L－1，此時溶液的pH＝3－lg 1.3＝2.9；CH3COOH的電離能力和NH3·H2O相同，則CH3COO－和NH水解能力也相同，則CH3COONH4溶液顯中性，等濃度等體積的CH3COOH溶液和氨水混合恰好生成CH3COONH4，結合電荷守恒式c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，所得溶液中離子濃度大小關系為c(CH3COO－)＝c(NH)>c(H＋)＝c(OH－)。
(2)已知NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，此時Kh＝＝1×10－14÷(1.75×10－5)≈5.7×10－10。
(3)25 ℃，向0.1 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl固體，溶液中NH濃度增大，NH3·H2ONH＋OH－的電離平衡逆向移動；欲證明NH3·H2O是弱電解質，可取少量氨水于試管中，滴加2～3滴酚酞溶液，再加入少量醋酸銨固體，充分振蕩后溶液紅色變淺，即可證明NH3·H2O是弱電解質。
答案：　(1)2.9　c(CH3COO－)＝c(NH)>c(H＋)＝c(OH－)　(2)5.7×10－10　(3)逆　取少量氨水于試管中，滴加2～3滴酚酞溶液，再加入少量醋酸銨固體，充分振蕩后溶液紅色變淺，證明NH3·H2O是弱電解質(其他合理答案均可)

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