3.4.4 四大平衡常数的综合应用-【优化探究】2025-2026学年高中化学选择性必修1同步导学案配套课件 苏教版（2019）

优化探究 专题3　水溶液中的离子反应 第四单元　沉淀溶解平衡 第4课时　四大平衡常数的综合应用 [课程标准要求]　1.构建四大平衡常数知识体系,理解四大平衡常数的关系及综合应用。2.掌握四大平衡常数的计算。   1.四大平衡常数的比较 平衡 常数 符号 适用体系 影响因素 表达式 水的离子积常 数 Kw 稀的电 解质溶 液及纯水 温度升高, Kw增大 Kw=c(OH-)· c(H+) 平衡 常数 符号 适用体系 影响因素 表达式 电离 常数 酸Ka 弱酸溶液 升温, K增大 HA⥫⥬H++A-, Ka= 碱Kb 弱碱溶液 BOH⥫⥬B++OH-, Kb= 平衡 常数 符号 适用体系 影响因素 表达式 盐的水解 常数 Kh 某些盐 溶液 升温, Kh增大 A-+H2O⥫⥬OH-+HA, Kh= 溶度 积常数 Ksp 难溶电解 质溶液 升温, 大多数 Ksp增大 MmAn的饱和溶液: Ksp=cm()·cn() 注意　(1)四大平衡的基本特征相同,包括逆、动、等、定、变,其研究对象均为可逆变化过程。 (2)沉淀溶解平衡有放热反应、吸热反应,升高温度后Ksp可能变大或变小;而电离平衡、水解平衡均为吸热过程,升高温度Ka(或Kb)、Kh均变大。 2.四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动方向 ①Qc与K的关系 两者表达式相同,若Qc<K,平衡正向移动;若Qc=K,平衡不移动;若Qc>K,平衡逆向移动。 ②溶液中离子浓度幂之积与Ksp的关系 当溶液中离子浓度幂之积>Ksp时,有沉淀析出;当溶液中离子浓度幂之积=Ksp时,沉淀与溶解处于平衡状态;当溶液中离子浓度幂之积<Ksp时,无沉淀析出。 (2)溶液中离子浓度比值大小的判断 如将醋酸加水稀释,在稀释过程中,c(H+)减小,由于醋酸的电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。 (3)利用Ksp计算沉淀转化时的平衡常数 反应AgCl(s)+Br-⥫⥬AgBr(s)+Cl-的平衡常数K=。 (4)利用四大平衡常数进行有关的计算 1.K、Ka、Kw分别表示化学平衡常数、弱酸电离常数和水的离子积常数,下列判断正确的是(　　) A.在500 ℃、20 MPa条件下,在5 L的密闭容器中进行合成氨反应,使用催化剂后K增大 B.常温下Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),说明CH3COOH的电离度一定比HCN大 C.25 ℃时,pH均为4的盐酸和NH4I溶液中Kw不相等 D.2SO2(g)+O2(g)⥫⥬2SO3(g)达平衡后,改变某一条件时K不变,SO2的转化率可能增大、减小或不变 D 化学平衡常数、电离常数、水的离子积常数都只与温度有关,故A、C项错误;同一温度下,弱酸的电离平衡常数越大,酸性越强,越易电离,但电离度还与浓度等有关,B项错误;化学平衡常数不变,故改变的条件不是温度,SO2的转化率可能增大、减小或不变,D项正确。 2.(1)常温下,一水合氨电离常数Kb=1.8×10-5,向蒸馏水中通入一定量氨气配制浓度为0.5 mol·L-1氨水,氨水的pH约等于　　。(已知lg 2=0.3,lg 3= 0.5)  11.5 (1)设0.5 mol·L-1氨水电离出的c(OH-)为x mol·L-1,由NH3·H2O⥫⥬ N+OH-可知,Kb==1.8×10-5,解得:x≈3.0× 10-3 mol·L-1,c(H+)= mol·L-1=×10-11 mol·L-1,pH= -lg=11+lg 3=11.5。 (2)已知:常温下Ni(OH)2的溶度积为5.5×1。在0.01 mol·L-1的Ni2+溶液中滴加氨水到pH=8时,溶液中c(Ni2+)=　　　 　　　　　。  5.5×10-4 mol·L-1 (2)pH=8时,c(OH-)=1.0×10-6 mol·L-1,由Ni(OH)2(s)⥫⥬Ni2+(aq)+2OH-(aq)可知,c(Ni2+)= mol·L-1=5.5×10-4 mol·L-1。 (3)常温下,0.1 mol·L-1氯化铵溶液pH约为5,在该条件下,氯化铵水解常数Kh约为　　　　　　　　　。  1.0×10-9 (3)氯化铵溶液中存在水解平衡:N+H2O⥫⥬NH3·H2O+H+,0.1 mol·L-1氯化铵溶液pH约为5,则c(H+)=1.0×10-5 mol·L-1,则氯化铵水解常数Kh==1.0×10-9。 3.25 ℃时,已知H2SO3的电离常数为Ka1=1.4×10-2,Ka2=6.0×10-8;H2CO3的电离常数为Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,回答下列问题: (1)可用Na2CO3溶液吸收CO2制备NaHCO3,该反应的离子方程式是  　　　　　　　　　　　　　　　, HC水解平衡常数为　　　　。  C　 2.2×10-8 (1)HC≈2.2×10-8。 (2)计算反应S+OH-的水解常数为　　　　。  1.67×10-7 (2)反应S≈1.67×10-7。 4.沉淀转化需要满足一定条件。25 ℃时,几种难溶盐的溶度积常数如表: 难溶盐 AgCl AgBr AgI Ag2CrO4 Ksp 1.77× 10-10 5.35× 10-13 8.51× 1 1.12× 10-12 回答下列问题: (1)一般来说,相同类型的难溶电解质相互转化时,溶度积小的沉淀转化为溶度积　　　　的沉淀容易实现。向AgCl悬浊液中加入0.1 mol·L-1的KI溶液,充分振荡,可以观察到的现象是　　　　　　　　　　。  更小　　 沉淀变为黄色 (1)由表格可知AgI比AgCl的溶度积更小,所以白色的AgCl沉淀可以转化为黄色的AgI沉淀。 (2)AgBr转化为AgI的离子方程式为_______________________,  此反应的平衡常数为　　　　　　　　。  AgBr(s)+I-⥫⥬AgI(s)+Br- 6.29×103 (2)AgBr转化为更难溶的AgI,Br-被I-取代,沉淀转化的离子方程式为AgBr(s)+I-⥫⥬AgI(s)+Br-。 (3)不同类型的难溶电解质,沉淀转化需要具体分析。25 ℃时,Ag2CrO4(s)+ 2Cl-(aq)⥫⥬2AgCl(s)+Cr(aq)的平衡常数K=　　 　　,由此可见,溶度积小的Ag2CrO4也容易转化为溶度积较大的AgCl。  3.57×107 (3)对于反应Ag2CrO4(s)+2Cl-⥫⥬2AgCl(s)+Cr, K=≈3.57×107。 5.(1)已知某温度下H2S的电离平衡常数Ka1=9.1×10-8,Ka2=1.1×10-12, Ksp(CuS)=1.3×1,则该温度下反应H2S+Cu2+⥫⥬CuS↓+2H+的化学平衡常数K=　　 　　。  7.7×1016　 (1)H2S电离方程式有H2S⥫⥬HS-+H+、HS-⥫⥬H++S2-而 Ksp=c(Cu2+)·c(S2-),则K==7.7×1016。 (2)已知:①Fe(OH)3(s)⥫⥬Fe3+(aq)+3OH-(aq)　ΔH=a kJ·mol-1 ②H2O(l)⥫⥬H+(aq)+OH-(aq)　ΔH=b kJ·mol-1 请写出Fe3+发生水解反应的热化学方程式:  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  Fe3+(aq)+3H2O(l)⥫⥬Fe(OH)3(s)+3H+(aq)　ΔH=(3b-a) kJ·mol-1 (2)根据盖斯定律,将②×3-①可得Fe3+发生水解反应的热化学方程式: Fe3+(aq)+3H2O(l)⥫⥬Fe(OH)3(s)+3H+(aq)　ΔH=(3b-a) kJ·mol-1。 (3)若Fe(OH)3的溶度积常数为Ksp,H2O的离子积常数为Kw,Fe3+发生水解反 应的平衡常数K=　　　　(用含Ksp、Kw的代数式表示)。  (3)K=。 6.(1)25 ℃时,在2.0×10-3 mol·L-1的氢氟酸水溶液中,调节溶液pH(忽略调节时体积变化),测得平衡体系中c(F-)、c(HF)与溶液pH的关系如图。   则25 ℃时,Ka(HF)=　　　　　 　　　　　(列式求值)。  =4×10-4 (1)由图可知,pH=4时,c(F-)=1.6×10-3 mol·L-1、c(HF)=4.0×10-4 mol·L-1,故Ka(HF)==4×10-4。 (2)联氨(N2H4)为二元弱碱,在水中的电离方程式与氨相似。联氨第一步电离的平衡常数为　　　　(已知:N2H4+H+⥫⥬N2的K=8.7×107;Kw= 1.0×10-14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为　　　　　　　　。  8.7×10-7 　N2H6(HSO4)2 (2)N2H4的第一步电离为N2H4+H2O⥫⥬N2+OH-,则电离平衡常数Kb1==K·Kw= 8.7×107×1.0×10-14=8.7×10-7,联氨是二元弱碱,其与硫酸形成的酸式盐为N2H6(HSO4)2。 7.(1)某温度下,K2CO3溶液吸收一定量的CO2后,c(C)∶c(HC)=1∶2,则该溶液的pH=　　(该温度下H2CO3的Ka1=4.6×10-7,Ka2=5.0×10-11)。  10 (1)某温度下,K2CO3溶液吸收一定量的CO2后,c(C)∶c(HC)=1∶2,由Ka2=可知,c(H+)=×Ka2=2×5.0×10-11 mol·L-1=1.0× 10-10 mol·L-1,则该溶液的pH=10。 (2)用氨水将SO2转化为NH4HSO3,再氧化成(NH4)2SO4,实验测得NH4HSO3溶液中=15,则溶液的pH为　　　　(已知:该条件下H2SO3的Ka1=1.5×10-2,Ka2=1.0×10-7)。  5 (2)实验测得NH4HSO3溶液中=15,由H2SO3的电离平衡常数,根据多重平衡规则,Ka1·Ka2==1.5×10-2×1.0×10-7=1.5×10-9,所以溶液中c(H+)=10-5 mol·L-1,则pH=-lg c(H+)=5。 课时作业　巩固提升 2 3 4 5 6 7 8 1 [对点训练] 题组一　四大平衡常数的计算与联系 1.室温时,M(OH)2(s)⥫⥬M2+(aq)+2OH-(aq)的Ksp=a。c(M2+)=b mol·L-1时,溶液的pH等于(　　) A. C.14+ 9 10 11 12 13 C 由Ksp=c(M2+)·c2(OH-)得c(OH-)= mol·L-1,由Kw=c(H+)·c(OH-)得c(H+)= mol·L-1,pH=-lg。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 2.已知25 ℃时,Ksp(BaSO4)=1.0×10-10,Ksp(BaCO3)=2.5×10-9,下列说法不正确的是(　　) A.向同浓度的Na2SO4和Na2CO3的混合溶液中滴加BaCl2溶液,BaSO4先析出 B.向BaCO3的悬浊液中加入少量的新制氯水,c(Ba2+)增大 C.BaSO4和BaCO3共存的悬浊液中, D.向BaSO4的悬浊液中加入Na2CO3的浓溶液,BaSO4不可能转化为BaCO3 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 D 由于Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3),向同浓度的Na2SO4和Na2CO3的混合溶液中滴加BaCl2溶液,先析出BaSO4,A正确;向BaCO3溶液中加少量氯水,C+ 2H+===H2O+CO2↑,平衡BaCO3(s)⥫⥬Ba2++C向右移动,c(Ba2+)增大,B正确;BaSO4和BaCO3共存时,,C正确;由于Ksp(BaSO4)和Ksp(BaCO3)相差不大,所以向BaSO4的悬浊液中加入浓Na2CO3溶液,BaSO4可以转化为BaCO3,D错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 3.电离常数(Ka或Kb)、溶度积常数(Ksp)是判断物质性质的重要常数,下列关于这些常数的计算或运用正确的是(　　) A.某亚硫酸溶液pH=4.3,若忽略二级电离,则其一级电离平衡常数Ka1=1.0×1 B.Ka(HCN)<Ka(CH3COOH),说明同浓度时氢氰酸的酸性比醋酸强 C.Ksp(AgI)<Ksp(AgCl),向AgCl悬浊液中加入KI溶液会出现黄色沉淀 D.Ksp(AgCl)<Ksp(AgOH),说明AgOH和AgCl均不溶于稀硝酸 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 C A项,缺少亚硫酸的浓度,无法计算其一级电离常数;B项,说明醋酸易电离,醋酸的酸性强;C项,根据沉淀转化的本质,AgCl会转化为溶解度更小的AgI;D项,只能说明AgOH和AgCl在水中的溶解度大小,而AgOH易溶于稀硝酸。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 4.下表是25 ℃时某些盐的溶度积常数和弱酸的电离平衡常数。下列说法正确的是(　　) 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 B A.常温下,相同浓度的①CH3COONH4、②NH4HCO3、③NH4HSO4溶液中,c(N)由大到小的顺序是①>②>③ B.向饱和氯水中滴加NaOH溶液至溶液刚好呈中性时,c(Na+)=2c(ClO-)+c(HClO) C.AgCl在盐酸中的Ksp大于其在水中的Ksp D.向浓度均为1×10-3 mol·L-1的KCl和K2CrO4的混合溶液中滴加 1×10-3 mol·L-1的AgNO3溶液,Cr先形成沉淀 化学式 CH3COOH H2CO3 AgCl Ag2CrO4 Ka 或Ksp Ka= 1.75×10-5 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 Ksp= 1.8×10-10 Ksp= 2.0×10-12 醋酸铵发生相互促进的水解,铵根离子浓度减小,碳酸氢铵发生相互促进的水解,铵根离子浓度减小,但醋酸的酸性强于碳酸,碳酸氢根离子水解程度更大,双水解程度比醋酸铵大,硫酸氢铵中硫酸氢根离子电离出的氢离子抑制铵根离子的水解,则c(N)由大到小的顺序是③>①>②,故A错误;向饱和氯水中滴入NaOH溶液至溶液刚好呈中性时,c(H+)=c(OH-),由电荷守恒得:c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(ClO-)+c(OH-),氯气与水反应生成氯化氢和次氯酸,依据物料守恒得:c(Cl-)=c(ClO-)+c(HClO),所以得c(Na+)=2c(ClO-) +c(HClO),故B正确;温度不变,溶度积常数不变,故C错误;氯离子产生沉淀 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 时,c(Ag+)= mol·L-1=1.8×10-7 mol·L-1,铬酸根离子生成沉淀时, c(Ag+)= mol·L-1=×10-5 mol·L-1,所需银离子浓度越小越先产生沉淀,所以氯离子先产生沉淀,故D错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 5.室温下,通过下列实验探究NaHSO3溶液的性质。下列有关说法正确的是(　　) 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 实验 实验操作和现象 1 用pH计测定0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液的pH,测得pH约为6.4 2 向0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液中滴加过量0.1 mol·L-1 Ca(OH)2溶 液,产生白色沉淀 3 向10 mL 0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol·L-1盐酸,反应结束,测得pH约为3.2 4 向10 mL 0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液中滴加10 mL 0.05 mol·L-1 NaOH溶液,反应结束,测得pH约为9.3 A.实验1中:NaHSO3溶液中满足HS的水解常数大于其电离常数 B.实验2反应静置后的上层清液中:c(Ca2+)·c(S)<Ksp(CaSO3) C.实验3滴加过程中:c(Na+)+c(H+)=c(HS)+2c(S)+c(OH-) D.实验4滴加过程中:c(HS)+2c(S)+c(OH-)逐渐减小 答案:D 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 实验1中0.05 mol·L-1 NaHSO3溶液的pH约为6.4,溶液呈酸性,故HS的水解程度小于其电离程度,A项错误;实验2上层清液中已经达到CaSO3沉淀溶解平衡,故c(Ca2+)·c(S)=Ksp(CaSO3),B项错误;实验3滴加过程中,实验4中根据电荷守恒可知,c(Na+)+c(H+)=c(HS)+2c(S)+c(OH-)+ c(Cl-),C项错误;实验4中,根据电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HS)+2c(S)+ c(OH-),c(Na+)不变而c(H+)逐渐减小,D项正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 题组二　四大平衡的图像分析 6.HA是一元弱酸,微溶性盐MA2的饱和溶液中c(M2+)随c(H+)而变化,M2+不发生水解。定义如下关系:pM=-lg c(M2+),δ(A-)=。25 ℃时,实验测得pM与δ(A-)的关系如图所示,其中D点对应的pH=5.0。已知lg 2≈0.3,则下列说法正确的是(　　) 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 A.D点存在2c(M2+)=3c(HA) B.E点的pH≈5.6 C.25 ℃时,Ksp(MA2)的数量级为10-10 D.25 ℃时,HA的电离常数Ka为2.5×10-5 答案:B 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 MA2的饱和溶液中加入H+时,H++A-⥫⥬HA,使MA2沉淀溶解平衡正向移动,在D点时,=0.2,所以c(HA)=4c(A-),pH=5.0,故c(H+)=10-5 mol·L-1, Ka==2.5×10-6,D错误;D点时根据物料守恒2c(M2+)=c(A-)+c(HA),又c(A-)=c(HA),所以2c(M2+)=c(HA),A错误;E点时,=0.5,因此c(HA) =c(A-),Ka==2.5×10-6,pH=-lg c(H+)=-lg(2.5×10-6)≈5.6,B正确;由图可知,E点对应溶液中δ(A-)=0.5,则c(A-)=c(HA),由物料守恒有c(A-)+c(HA) =2c(M+),则c(A-)=c(M2+)=1 mol·L-1,Ksp(MA2)=c(M2+)·c2(A-)= 1×(1)2=1,数量级为10-9,C错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 7.已知:pBa=-lg c(Ba2+),pKa=-lg Ka,且常温下H2CO3:pKa1=6.4,pKa2=10.3。则常温下向20 mL 0.1 mol·L-1 BaCl2溶液中滴加0.2 mol·L-1 Na2CO3溶液的滴定曲线如图所示。下列说法正确的是(　　) A.E、F、G三点的Ksp从大到小的顺序为G>F>E B.其他条件相同,用相同浓度、相同体积的MgCl2溶液替 代BaCl2溶液,F点向G点迁移[已知Ksp(MgCO3)>Ksp(BaCO3)] C.常温下,Ksp(BaCO3)为 1.0×10-9 D.常温下,C的pKh1=7.6 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 C 温度不变,沉淀溶解平衡常数不变,A项错误;由于碳酸钡的溶度积小于碳酸镁,所以滴定终点时pMg<pBa,故F点向下方迁移,B项错误;F点时BaCl2溶液与Na2CO3溶液正好反应完全,由图中F点数据可知,pBa=4.5,则c(Ba2+) =1.0×1 mol·L-1,c(C)=c(Ba2+)=1.0×1 mol·L-1,则Ksp(BaCO3)=c(C)·c(Ba2+)=1.0×1=1.0×10-9,C项正确;C,而H2CO3的pKa2=10.3,故Ka2=1,则Kh1=,即pKh1=3.7,D项错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 8.向废水中加入硫化物可以依次获得CuS、ZnS纳米粒子。常温下,H2S的Ka1=1.3×10-7,Ka2=7.1×1,溶液中平衡时相关离子浓度的关系如图。下列说法错误的是(　　) A.Ksp(CuS)的数量级为1 B.a点对应的CuS溶液为不饱和溶液 C.向p点的溶液中加入少量Na2S固体, 溶液组成由p向q方向移动 D.H2S+Zn2+⥫⥬ZnS↓+2H+平衡常数很大,反应趋于完全 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 D 由图中数据可知,当c(Cu2+)=1 mol·L-1时,c(S2-)≈1 mol·L-1,则Ksp(CuS)=c(Cu2+)·c(S2-)=1,数量级为1,故A正确;计算a点的c(Cu2+)·c(S2-)=1<Ksp(CuS),则溶液为不饱和溶液,故B正确;向p点的溶液中加入少量Na2S固体,溶液中c(S2-)增大,则c(Zn2+)减小,故C正确;H2S+Zn2+⥫⥬ZnS↓+2H+,平衡常数K=≈29,平衡常数不是很大,反应不能趋于完全,故D错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 9.常温下,已知H3PO3溶液中含磷物种的浓度之和为0.1 mol·L-1,溶液中各含磷物种的pC⁃pOH关系如图所示。图中pC表示各含磷物种的浓度负对数(pC=-lg c),pOH表示OH-的浓度负对数[pOH=-lg c(OH-)];x、y、z三点的坐标:x(7.3,1.3)、y(10.0,3.6)、z(12.6,1.3)。下列说法正确的是(　　) 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 A.曲线①表示pC(H3PO3)随pOH的变化 B.H3PO3的结构简式为 C.pH=4的溶液中:c(H2P)<0.1 mol·L-1-2c(HP) D.H3PO3+HP的平衡常数K>1.0×105 答案:D 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 图像中含P的微粒只有3种,说明H3PO3是二元弱酸,随着c(OH-)增大,pOH减小,依次发生反应:H3PO3+OH-===H2P+H2O,H2P+ H2O,c(H3PO3)逐渐减小,c(H2P)先增大后减小,c(HP)逐渐增大,即pC(H3PO3)逐渐增大,pC(H2P)先减小后增大;pC(HP)逐渐减小。观察图像知,横坐标代表pOH,从左至右,pOH增大;纵坐标代表pC,从下至上,pC减小。pOH=0时,pC(H3PO3)最大,pC(HP)最小,pC(H2P)居中。所以,曲线①代表pC(HP),曲线②代表pC(H2P),曲线③代表pC(H3PO3),A项错误;依题意,亚磷酸是二元弱酸,则其分子中含有两个羟基,亚磷酸的结构简式 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 为 ,B项错误;pH=4,pOH=10,pC(H3PO3)=pC(HP),推知 c(H3PO3)=c(HP),根据物料守恒知,c(H3PO3)+c(H2P)+c(HP)= 0.1 mol·L-1,得:c(H2P)=0.1 mol·L-1-2c(HP),C项错误;x点时c(H2P) =c(HP),pOH=7.3,Ka2=,z点时c(H3PO3)= c(H2P),pOH=12.6,Ka1= = 1.0×105.3>105,D项正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 题组三　四大平衡常数的综合应用 10.25 ℃时,CaCO3、CaC2O4的Ksp分别为3.4×10-9和2.3×10-9,醋酸、HCN的Ka分别为1.75×10-5和4.9×10-10,分离CaCO3和CaC2O4固体混合物(不要求复原),应选择的试剂为(　　) A.盐酸 B.硝酸 C.醋酸 D.HCN 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 C 由二者Ksp可知,二者溶解度相近,由Ka可知,醋酸的酸性强于HCN,醋酸的酸性介于碳酸和草酸之间,根据复分解反应特点可知,醋酸可以把碳酸钙溶解,而草酸钙不溶,从而可以分离,而盐酸和硝酸的酸性都比草酸的酸性强,两者都能溶解,不能够分离。 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 11 12 13 11.(1)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25 ℃时,将a mol NH4NO3溶于水,溶液呈酸性,原因是  　　　　　　　　　　　　　　　(用离子方程式表示)。 向该溶液中滴加b L氨水后溶液呈中性,则滴加氨水的过程中水的电离 平衡将　　　　(填“向右”“不”或“向左”)移动,所滴加氨水的浓度为 　　　　mol·L-1(NH3·H2O的电离平衡常数Kb=1.8×10-5)。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 N (1)25 ℃时,将a mol NH4NO3溶于水,向该溶液中滴加b L氨水后溶液呈中性,溶液中氢氧根离子浓度为10-7 mol·L-1,依据电荷守恒可知,c(N)= c(N),NH3·H2O的电离平衡常数Kb=1.8×10-5,设所滴加氨水浓度为c0(NH3·H2O),混合后溶液体积为1 L,c(N)=c(N)=a mol·L-1;根据一水合氨电离平衡NH3·H2O⥫⥬N+OH-得到:平衡常数Kb= =1.8×10-5,计算得到c0(NH3·H2O)= mol·L-1。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 (2)向氨水中加入0.05 mol·L-1稀硫酸至溶液正好呈中性,则c(N)　　(填“>”“<”或“=”)2c(S),此时混合溶液中c(N)=176c(NH3·H2O),则NH3·H2O的电离常数Kb为　　　　　　　　。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 = 1.76×10-5 (2)向氨水中加入0.05 mol·L-1稀硫酸至溶液正好呈中性,则根据电荷守恒有c(N)+c(H+)=c(OH-)+2c(S),所以c(N)=2c(S);因混合溶液中c(N)=176c(NH3·H2O),NH3·H2O的电离常数Kb== 1.76×10-5。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 (3)向10 mL 0.10 mol·L-1的氨水中加入10 mL 0.02 mol·L-1的CaCl2溶液,通过计算说明是否会生成沉淀[已知Ca(OH)2的Ksp=5.5×10-6,氨水中c(OH-)≈ ]。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 答案:(3)由(2)可知,NH3·H2O的电离常数Kb=1.76×10-5,因氨水中c(OH-)≈ ,故混合后c2(OH-)≈×0.10×1.76×10-5 mol2·L-2= 8.8×10-7 mol2·L-2,混合后c(Ca2+)=0.01 mol·L-1,则c(Ca2+)·c2(OH-) =0.01×8.8×10-7=8.8×10-9<Ksp,故无沉淀生成。 [综合强化] 12.已知25 ℃时,Ksp[Mg(OH)2]=3.2×10-11,Ksp[Cu(OH)2]=2.2×1。 (1)25 ℃时,Mg(OH)2的溶解度为　　　　　　　　。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 1.16×10-3g (1)设饱和Mg(OH)2溶液的物质的量浓度为c mol·L-1,则c(Mg2+)·c2(OH-) =4c3=3.2×10-11,c=2×10-4,假设饱和Mg(OH)2溶液的密度为1 g·mL-1,则100 mL溶液的质量为100 g,含有溶质的质量为2×10-4 mol·L-1×0.1 L ×58 g·mol-1=1.16×10-3 g,所以其溶解度约为1.16×10-3 g。 (2)向0.02 mol·L-1 MgCl2溶液中加入NaOH固体,要生成Mg(OH)2沉淀,溶液中c(OH-)最小为　　 　。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 4×10-5 mol·L-1 (2)如果溶液c(Mg2+)·c2(OH-)≥Ksp[Mg(OH)2]就能产生沉淀,c(OH-)≥ mol·L-1=4×10-5 mol·L-1。 (3)向浓度均为0.02 mol·L-1MgCl2和CuCl2混合液中逐滴加入NaOH溶液,先生成　　　　沉淀,当两种沉淀共存时,=　　　　。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 Cu(OH)2　 1.45×109 (3)Mg(OH)2和Cu(OH)2的溶度积表达式相同,则溶度积常数小的先产生沉淀,所以先产生的沉淀是Cu(OH)2;当两种沉淀共存时, ≈1.45×109。 (4)Cu2+的水解平衡常数为　　　　。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 4.5×10-9 (4)Ksp[Cu(OH)2]=c(Cu2+)·c2(OH-)=2.2×1,反应Cu2++2H2O⥫⥬ Cu(OH)2+2H+的平衡常数Kh=≈4.5×10-9。 (5)25 ℃,已知0.05 mol·L-1 NaA溶液pH=8,则HA的Ka=　　　(近似值)。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 5×10-4 (5)A-+H2O⥫⥬HA+OH-,25 ℃时,pH=8,则c(HA)=c(OH-)=10-6 mol·L-1,HA的Ka==5×10-4。 (6)25 ℃时,向a mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中逐滴加入等浓度的CH3COOH溶液b mL,混合溶液恰好呈中性(体积变化忽略不计),已知CH3COOH的 Ka=1.75×10-5,=　　　　。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 (6)溶液呈中性说明c(H+)=10-7 mol·L-1,溶液中c(CH3COO-)=c(Na+)= mol·L-1,醋酸的浓度为 mol·L-1,根据CH3COOH电离常数的计算公式可得:1.75×10-5=,解得。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 13.已知Ka(Kb)、Kw、Kh、Ksp分别表示弱酸的电离平衡常数(弱碱的电离平衡常数)、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。通过查阅资料获得温度为25 ℃时以下数据: Kw=1.0×10-14,Ka(CH3COOH)=1.8×10-5, Ka(HSCN)=0.13,Ka(HF)=4.0×10-4, Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11。 (1)25 ℃时,1.0 mol·L-1HF溶液的pH约等于　　(已知lg 2≈0.3)。将浓度相等的HF与NaF溶液等体积混合,判断溶液呈　　(填“酸”“碱”或“中”)性,并结合有关数据解释原因:________________________________________ 　 　　　 　　　　　　　　　　　　　　　 　。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 1.7 酸 HF和NaF的浓度相等,Ka=4.0×10-4,Kh== 2.5×10-11<Ka,故HF的电离程度大于F-的水解程度,溶液呈酸性 (1)Ka(HF)==4.0×10-4,则1.0 mol·L-1HF溶液中氢离子浓度为2.0×10-2 mol·L-1,所以pH=-lg(2.0×10-2)=2-lg 2≈1.7。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 (2)已知CH3COONH4溶液呈中性,又知CH3COOH溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,现有25 ℃时等浓度的四种溶液: A.NH4Cl B.NH4SCN C.CH3COONH4 D.NH4HCO3 回答下列问题: ①试推断NH4HCO3溶液的pH　　(填“>”“<”或“=”)7。  ②将四种溶液按N的浓度由大到小的顺序排列:　　　　　(填字母)。  ③NH4SCN溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为 　　　　　 　　　。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 > A>B>C>D c(SCN-)>c(N)>c(H+)>c(OH-) (2)①因CH3COOH溶液加到Na2CO3溶液中有气体放出,所以酸性:CH3COOH >H2CO3,CH3COONH4溶液呈中性,可得醋酸与NH3·H2O的电离常数相等,所以NH4HCO3溶液中碳酸氢根离子的水解程度大于铵根离子的水解程度,则溶液的pH>7。②NH4Cl溶液中Cl-不促进也不抑制N的水解;B、C、D中均相互促进,由Ka(CH3COOH)=1.8×10-5,Ka(HSCN)=0.13,以及①的分析,酸性:HSCN>CH3COOH>H2CO3,B、C、D中N水解程度依次增大,则四种溶液中N的浓度由大到小的顺序是A>B>C>D。③由CH3COONH4溶液为中性,Ka(HSCN)=0.13>Ka(CH3COOH)可知,NH4SCN溶液呈酸性,所以溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为c(SCN-)>c(N)>c(H+)>c(OH-)。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 (3)为探究Mg(OH)2在酸中的溶解性,利用以上数据可以计算出反应: Mg(OH)2(s)+2CH3COOH(aq)⥫⥬Mg2+(aq)+2CH3COO-(aq)+2H2O(l)在25 ℃时的平衡常数K=　　　　,并据此推断Mg(OH)2　　　　(填“能”或“不能”)溶解于醋酸(已知1.83≈5.8)。  11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 5.8×107 能 (3)Mg(OH)2(s)+2CH3COOH(aq) ⥫⥬Mg2+(aq)+2CH3COO-(aq)+2H2O(l)在 25 ℃时的平衡常数K== = = ≈5.8×107;因K特别大,所以Mg(OH)2能溶解于醋酸。 11 12 13 2 3 4 5 6 7 8 1 9 10 $$