第54讲 水溶液中平衡常数关系计算(Word教师用书)-【正禾一本通】2025年高考化学高三一轮总复习高效讲义（鲁科版2019 单选版）

第54讲　水溶液中平衡常数关系计算 【课程标准】　1.掌握四大平衡常数[Ka(Kb)、Kw、Kh、Ksp]的简单计算。2.掌握四大平衡常数[Ka(Kb)、Kw、Kh、Ksp]之间的换算方法。 1．水解常数与电离常数、水的离子积之间的关系 常温下，H2S的电离常数为Ka1、Ka2，试推导Na2S溶液中S2－水解常数Kh1、Kh2与Ka1、Ka2的关系。 推导过程：(1)S2－＋H2OHS－＋OH－ Kh1＝＝ ＝。 (2)HS－＋H2OH2S＋OH－ Kh2＝＝ ＝。 2．水解常数与溶度积、水的离子积之间的关系 试推导常温下Cu2＋的水解常数与溶度积、水的离子积之间的关系。 推导过程：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋ Kh＝＝＝。 3．平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系 (1)以反应CuS(s)＋2Ag＋(aq)Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)为例，试推导沉淀转化的平衡常数K。 推导过程：K＝＝＝ 。 (2)以反应ZnS(s)＋2H＋(aq)Zn2＋(aq)＋H2S(aq)为例，试推导该沉淀溶解的平衡常数K。 推导过程：K＝＝ ＝。 (2023·浙江6月选考，15B改编)草酸(H2C2O4)是二元弱酸。某小组做如下实验：往20 mL 0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液。 [已知：H2C2O4的电离常数Ka1＝5.4×10－2，Ka2＝5.4×10－5，Ksp(CaC2O4)＝2.4×10－9，溶液混合后体积变化忽略不计。] 实验Ⅰ中V(NaOH)＝10 mL时，存在c(C2O)________c(HC2O)(填“＞”、“＜”或“＝”)。 答案：＞ 解析：V(NaOH)＝10 mL时，溶质是NaHC2O4、Na2C2O4且两者物质的量浓度相等，Ka2＝5.4×10－5＞Kh＝，则草酸氢根的电离程度大于草酸根的水解程度，因此存在c(C2O)＞c(HC2O)。 (2023·湖南卷，节选)室温下，①Cu＋在配体L的水溶液中形成[Cu(L)2]＋，其反应平衡常数为K；②CuBr在水中的溶度积常数为Ksp。由此可知，CuBr在配体L的水溶液中溶解反应的平衡常数为________(所有方程式中计量系数关系均为最简整数比)。 答案：K·Ksp 解析：Cu＋在配体L的水溶液中形成[Cu(L)2]＋，则Cu＋＋2L[Cu(L)2]＋的平衡常数K＝；CuBr在水中的溶度积常数Ksp＝c(Cu＋)·c(Br－)；CuBr在配体L的水溶液中溶解反应为CuBr＋2L[Cu(L)2]＋＋Br－，该反应的平衡常数为＝＝K·Ksp。 (2021·湖南卷，节选)常温下加入的NH4HCO3溶液呈________(填“酸性”、“碱性”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)。 答案：碱性 解析：铵根离子的水解常数Kh(NH)＝≈5.7×10－10，碳酸氢根的水解常数Kh(HCO)＝＝≈2.3×10－8，则Kh(NH)<Kh(HCO)，因此常温下加入的NH4HCO3溶液呈碱性。 学生用书↓第296页 (2021·河北卷，节选)工序④溶液中的铝元素恰好完全转化为沉淀的反应为Al(OH)＋H＋Al(OH)3↓＋H2O。工序④溶液中的铝元素恰好完全转化为沉淀的pH为________。 (已知：通常认为溶液中离子浓度小于10－5 mol·L－1为沉淀完全；Al(OH)3＋OH－Al(OH)：K＝100.63，Kw＝10－14，Ksp[Al(OH)3]＝10－33。) 答案：8.37 解析：工序④溶液中的铝元素恰好完全转化为沉淀的反应为Al(OH)＋H＋Al(OH)3↓＋H2O，反应的平衡常数为K1＝＝＝＝1013.37，当c[Al(OH)]为10－5 mol/L时，溶液中氢离子浓度为＝ mol/L＝10－8.37 mol/L，则溶液的pH为8.37。 1．(1)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝________。 (2)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离的平衡常数值为________(已知：N2H4＋H＋N2H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___________。 (3)汽车尾气中的SO2可用石灰水吸收，生成亚硫酸钙悬浊液。常温下，测得CaSO3与水形成的悬浊液pH为9，忽略SO的第二步水解，则Ksp(CaSO3)≈________(保留3位有效数字)。[已知：Ka1(H2SO3)＝1.54×10－2，Ka2(H2SO3)＝1.02×10－7] 答案：(1)6.0×10－3　0.62　(2)8.7×10－7　N2H6(HSO4)2　(3)1.05×10－6 解析：(1)由NH3·H2O的电离方程式及其电离平衡常数Kb＝1.8×10－5可知，Kb＝＝1.8×10－5，当氨水的浓度为2.0 mol·L－1时，溶液中的c(NH)＝c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1。由H2SO3的第二步电离方程式HSOSO＋ H＋及其电离平衡常数Ka2＝6.2×10－8可知，Ka2＝＝6.2×10－8，将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液的c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，则＝＝0.62。 (2)联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2H＋OH－，再根据：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7×107及Kw＝1.0×10－14，故联氨第一步电离平衡常数为K＝＝＝×c(OH－)·c(H＋)＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。 (3)pH＝9，c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，由SO＋H2OHSO＋OH－知，c(HSO)＝c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1。Kh(SO)＝＝，则＝，c(SO)＝1.02×10－3 mol·L－1；由元素质量守恒知：c(Ca2＋)＝c(SO)＋c(HSO)＝1.02×10－3 mol·L－1＋1×10－5 mol·L－1＝1.03×10－3 mol·L－1；则Ksp(CaSO3)＝c(Ca2＋)·c(SO)≈1.05×10－6。 2．对废催化剂进行回收可有效利用金属资源。某废催化剂主要含铝(Al)、钼(Mo)、镍(Ni)等元素的氧化物，一种回收利用工艺的部分流程如下： 已知：25 ℃时，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11；Ksp(BaMoO4)＝3.5×10－8；Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9；该工艺中，pH>6.0时，溶液中Mo元素以MoO的形态存在。“沉钼”中，pH为7.0。 (1)生成 BaMoO4的离子方程式为__________________________________________________ _____________________________________________________________________________。 (2)若条件控制不当，BaCO3也会沉淀。为避免BaMoO4中混入BaCO3沉淀，溶液中c(HCO)∶c(MoO)＝____________________________________________________________________ (列出算式)时，应停止加入BaCl2溶液。 答案：(1)MoO＋Ba2＋===BaMoO4↓　(2) 解析：(1)滤液Ⅱ中含有钼酸钠，加入氯化钡溶液后生成BaMoO4沉淀，该反应的离子方程式为MoO＋Ba2＋===BaMoO4↓。(2)若开始生成BaCO3沉淀，则体系中恰好建立如下平衡：HCO＋BaMoO4BaCO3＋MoO＋H＋，该反应的化学平衡常数K＝＝＝ 。为避免BaMoO4中混入BaCO3沉淀，必须满足≤，由于“沉钼”中pH为7.0，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，所以溶液中＝时，开始生成BaCO3沉淀， 因此，c(HCO)∶c(MoO)＝＝时，应停止加入BaCl2溶液。 课时测评54　水溶液中平衡常数关系计算 (时间：45分钟　满分：100分) (本栏目内容，在学生用书中以独立形式分册装订！) (选择题1－6题，每题7分，第7题10分，第8题12分，第9题18分，第10题18分，共100分) 1．常温下，BaCO3的溶度积常数为Ksp，碳酸的电离常数为Ka1、Ka2，关于0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的下列说法错误的是(　　) 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．升高温度或加入NaOH固体，均增大 D．将少量该溶液滴入BaCl2溶液中，反应的平衡常数K＝ 答案：D 解析：HCO在溶液中既要发生电离又要发生水解，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中的c(HCO)一定小于0.1 mol·L－1，A正确；NaHCO3溶液中存在质子守恒：c(H＋)＋c(H2CO3)＝c(CO)＋c(OH－)，B正确；升高温度，HCO的电离和水解都是吸热反应，所以c(HCO)会减小，而c(Na＋)不变，会增大，加入NaOH固体，c(Na＋)会增大， HCO与OH－反应导致c(HCO)减小，会增大，C正确；将少量NaHCO3溶液滴入BaCl2溶液发生：HCOH＋＋ CO(Ka2)、Ba2＋＋ CO===BaCO3↓()、H＋＋ HCOH2CO3()，三式相加可得总反应Ba2＋＋2HCOBaCO3↓＋H2CO3(K)，所以K＝，D错误。 2．已知，常温下浓度为0.1 mol·L－1的下列溶液的pH如表： 溶质 NaF NaClO Na2CO3 NaHCO3 pH 7.5 9.7 11.6 8.3 下列有关说法正确的是(　　) A．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：H2CO3＜HClO＜HF B．若将CO2通入0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中至溶液呈中性，则溶液中2c(CO)＋c(HCO)＝0.1 mol·L－1 C．根据上表，ClO－＋H2OHClO＋OH－的水解常数Kh≈10－7.6 D．向上述NaClO溶液中通HF气体至恰好完全反应时：c(Na＋)＞c(F－)＞c(H＋)＞c(HClO)＞c(OH－) 答案：C 解析：盐NaF、NaClO、Na2CO3、NaHCO3所对应的酸依次为HF、HClO、HCO、H2CO3，酸性：HCO＜HClO＜H2CO3＜HF，所以三种酸溶液的导电能力顺序：HClO＜H2CO3＜HF，A项错误；0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中，c(Na＋)＝0.2 mol·L－1，根据电荷守恒有：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)，由于溶液呈中性：c(H＋)＝c(OH－)，则c(Na＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＝0.2 mol·L－1，B项错误；根据水解方程式ClO－＋H2OHClO＋OH－，水解平衡常数表达式为K＝，从题表可知常温下浓度为0.1 mol·L－1 NaClO溶液的pH＝9.7，则pOH＝4.3，c(OH－)＝10－4.3，所以K≈＝10－7.6，C项正确；向NaClO 溶液中通HF气体至恰好完全反应，NaClO＋HF===NaF＋HClO，溶液中生成等物质的量的NaF和HClO，由于HClO为弱酸，存在着电离平衡：HClOH＋＋ClO－，但电离程度很弱，所以溶液中应该是c(Na＋)＞c(F－)＞c(HClO)＞c(H＋)＞c(OH－)，D项错误。 3．25 ℃，HCN溶液中各离子的分布系数δ[如δ(CN－)＝]随pH变化的关系如图所示，下列表述正确的是(　　) A．HCN的Ka数量级为10－9 B．0.1 mol/L NaCN溶液的pH＝11.1 C．用标准NaOH溶液滴定未知浓度的HCN溶液时可选用甲基橙溶液作指示剂 D．将同体积同浓度的HCN溶液和NaCN溶液混合，所得溶液：c(CN－)>c(HCN) 答案：B 解析：Ka(HCN)＝，由图像可知，当c(CN－)＝c(HCN)时，c(H＋)＝10－9.2，代入Ka表达式得Ka(HCN)＝c(H＋)＝10－9.2，其数量级为10－10，故A错误；NaCN在溶液中发生水解，水解常数Kh＝＝＝1×10－4.8，0.1 mol/L NaCN溶液，CN－＋H2OHCN＋OH－，Kh＝＝，则c(OH－)＝＝10－2.9，即c(H＋)＝10－11.1，则pH＝11.1，故B正确；用NaOH溶液滴定HCN溶液，滴定终点时恰好生成NaCN，溶液显碱性，应用酚酞作指示剂，不能选用甲基橙，故C错误；等浓度的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的电离，则c(CN－)<c(HCN)，故D错误。 4．25 ℃时，用HCl和KOH固体改变0.1 mol·L－1的邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸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－)随pH变化的关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A．曲线①代表lg c(H2A)，曲线③代表lg c(A2－) B．P点时，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固体改变KHA溶液pH至14过程中，c(A2－)一直增大 答案：B 解析：H2A＋OH－===HA－＋H2O，HA－＋OH－===H2O＋A2－，随pH增大，c(H2A)一直下降，c(HA－)先增大后减小，c(A2－)一直增大，故曲线①代表lg c(H2A)，曲线③代表lg c(A2－)，A正确；P点时，P处有K2A、KHA，lg c(H2A)≈－5，即c(H2A)≈10－5 mol/L，若溶质为KHA，则由元素质量守恒得c(K＋)＝c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)，但是P处有K2A、KHA两种溶质，c(K＋)不等于c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)，B错误；HA－H＋＋A2－，Ka2＝3.9×10－6，HA－＋H2OH2A＋OH－，Kh＝＝＝＝≈9.09×10－12＜Ka2，故HA－的电离程度更大，故c(A2－)>c(H2A)，整体而言电离程度仍较小，c(K＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)，C正确；HA－＋OH－===H2O＋A2－，c(A2－)一直增大，D正确。 5．常温下，用AgNO3溶液分别滴定浓度均为0.01 mol·L－1的KCl、K2C2O4溶液，所得的沉淀溶解平衡图像如图所示(不考虑C2O的水解)。下列叙述正确的是(　　) A．Ksp(Ag2C2O4)的数量级等于10－7 B．n点表示AgCl的不饱和溶液 C．向c(Cl－)＝c(C2O)的混合液中滴入AgNO3溶液时，先生成Ag2C2O4沉淀 D．Ag2C2O4(s)＋2Cl－(aq)2AgCl(s)＋C2O(aq)的平衡常数为109.04 答案：D 解析：从图像看出，当c(C2O)＝10－2.46 mol·L－1，c(Ag＋)＝10－4 mol·L－1，Ksp(Ag2C2O4)＝10－2.46×(10－4)2＝10－10.46，故它的数量级等于10－11，A错误；AgCl中c(Ag＋)＝＝，Ag2C2O4中c(Ag＋)＝＝＝，假设c(Cl－)＝c(C2O)＝1 mol·L－1，则Ag2C2O4溶液中c(Ag＋)较大，因此向c(Cl－)＝c(C2O)的混合液中滴入AgNO3溶液时，先生成AgCl沉淀，C错误；Ag2C2O4(s)＋2Cl－(aq)2AgCl(s)＋C2O(aq)的平衡常数为K＝＝＝＝109.04，D正确。 6．溶液中各含氮(或碳)微粒的分布分数δ，是指某含氮(或碳)微粒的浓度占各含氮(或碳)微粒浓度之和的分数。25 ℃时，向0.1 mol·L－1的NH4HCO3溶液(pH＝7.8)中滴加适量的盐酸或NaOH溶液，溶液中含氮(或碳)各微粒的分布分数δ与pH的关系如图所示(不考虑溶液中的CO2和NH3分子)。下列说法正确的是(　　) A．Kb(NH3·H2O)<Ka1(H2CO3) B．n点时，溶液中3c(HCO)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋) C．m点时，c(NH3·H2O)<c(HCO) D．反应HCO＋NH3·H2ONH＋CO＋H2O的平衡常数为K，lg K＝－0.9 答案：D 解析：由题图可知，溶液pH为6.4时，溶液中c(HCO)＝c(H2CO3)，则电离常数Ka1(H2CO3)＝＝c(H＋)＝10－6.4，溶液pH为9.3时，溶液中c(NH)＝c(NH3·H2O)，则电离常数Kb(NH3·H2O)＝＝c(OH－)＝10－4.7，溶液pH为10.2时，溶液中c(HCO)＝c(CO)，则电离常数Ka2(H2CO3)＝＝c(H＋)＝10－10.2。由分析可知，一水合氨的电离常数大于碳酸的一级电离常数，故A错误；由题图可知，n点时，加入氢氧化钠溶液反应得到的溶液中含有钠离子、铵根离子、碳酸根离子、碳酸氢根离子和一水合氨，溶液中c(HCO)＝c(CO)，由溶液中的电荷守恒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错误；由题图可知，m点时，溶液中c(NH3·H2O)>c(HCO)，故C错误；由方程式可知，反应平衡常数K＝＝××＝＝＝10－0.9，则lg K＝－0.9，故D正确。 7．(10分)常温下，Ka(HF)＝4.0×10－4，25 ℃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：___________________ ______________________________________________________________________________。 答案：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 解析：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。 8．(12分)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 ℃，0.2 mol·L－1 NH4Cl溶液中NH水解反应的平衡常数Kh＝____________(保留2位有效数字)。 (2)25 ℃，向0.1 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl固体，NH3·H2ONH＋OH－的电离平衡________(填“正向”、“逆向”或“不”)移动；请用氨水和某种铵盐(其他试剂与用品自选)，设计一个实验证明NH3·H2O是弱电解质：_________________________________________ ______________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________。 答案：(1)5.7×10－10　(2)逆向　取少量氨水于试管中，滴加2～3滴酚酞溶液，再加入少量醋酸铵固体，充分振荡后溶液红色变浅，证明NH3·H2O是弱电解质(其他合理答案均可) 解析：(1)已知NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，此时Kh＝＝≈5.7×10－10。(2)25 ℃，向0.1 mol·L－1氨水中加入少量NH4Cl固体，溶液中NH浓度增大，NH3·H2ONH＋OH－的电离平衡逆向移动；欲证明NH3·H2O是弱电解质，可取少量氨水于试管中，滴加2～3滴酚酞溶液，再加入少量醋酸铵固体，充分振荡后溶液红色变浅，即可证明NH3·H2O是弱电解质。 9．(18分)已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离常数、水的离子积常数、盐的水解常数、难溶电解质的溶度积常数。 (1)有关上述常数的说法正确的是________(填字母)。 a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度 b．它们的大小都随温度的升高而增大 c．常温下，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka d．一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh (2)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2 mol·L－1，则该温度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝________。 (3)高炉炼铁中发生的反应有： FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)　ΔH＜0 该反应的平衡常数表达式K＝________；已知1 100 ℃时，K＝0.25，则平衡时CO的转化率为________；在该温度下，若测得高炉中c(CO2)＝0.020 mol·L－1，c(CO)＝0.1 mol·L－1，则此时反应速率是v正________v逆(填“＞”、“＜”或“＝”)。 (4)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分别为8.0×10－38、1.0×10－11，向浓度均为0.1 mol·L－1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入碱液，要使Fe3＋完全沉淀而Mg2＋不沉淀，应该调节溶液pH的范围是________(已知lg 2＝0.3，离子浓度低于10－5mol·L－1时认为沉淀完全)。 答案：(1)ad　(2)0.01 mol·L－1　(3)　20%　＞　(4)3.3≤pH＜9 解析：(1)对于正反应为放热反应的化学平衡，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，b选项错误；温度不变，CH3COOH的电离常数不变，c选项错误。(2)由Ka＝，代入数据得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。(3)根据方程式可得K＝；设开始时c(CO)＝a mol·L－1，平衡时c(CO2)＝b mol·L－1，则＝0.25，得a＝5b，则平衡时CO的转化率为＝×100%＝20%；Q＝＝0.20＜0.25，故v正＞v逆。(4)Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)，Fe3＋完全沉淀时c3(OH－)＝，得c(OH－)＝2×10－11 mol·L－1，pH＝3.3；Mg(OH)2开始沉淀时c2(OH－)＝＝1.0×10－10，得c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1，pH＝9，调节pH范围为3.3≤pH＜9。 10．(18分)(1)常温下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，在NH4HCO3溶液中，c(NH)________(填“>”、“<”或“＝”)c(HCO)；反应NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝________(已知常温下NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝2×10－5，H2CO3的电离平衡常数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，应调整溶液pH，使之大于___________________________________________； 在0.20 L的0.002 mol·L－1 MgSO4溶液中加入等体积的0.10 mol·L－1的氨水溶液，电离常数Kb(NH3·H2O)＝2×10－5，试计算________(填“有”或“无”)Mg(OH)2沉淀生成。 (3)CuCl悬浊液中加入Na2S，发生的反应为2CuCl(s)＋S2－(aq)Cu2S(s)＋2Cl－(aq)，该反应的平衡常数K＝________[已知Ksp(CuCl)＝1.2×10－6，Ksp(Cu2S)＝2.5×10－43]。 (4)已知常温下H2SO3的电离常数：Ka1＝1.0×10－1.9，Ka2＝1.0×10－7.2，计算0.1 mol·L－1 NaHSO3溶液的pH值为________(忽略SO的二级水解)。 答案：(1)>　1.25×10－3　(2)10　有　 (3)5.76×1030　(4)4.1 解析：(1)由于NH3·H2O的电离常数大于HCO的电离常数，再根据盐类水解规律可得HCO的水解程度更大，因此c(NH)>c(HCO)；反应NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝＝＝＝1.25×10－3。 (2)MgSO4溶液中c(Mg2＋)＝0.002 mol·L－1，沉淀平衡时c(OH－)＝ mol·L－1＝10－4 mol·L－1，则c(H＋)＝10－10 mol·L－1，因此生成Mg(OH)2沉淀，应调整溶液pH，使之大于10；在0.20 L的0.002 mol·L－1 MgSO4溶液中加入等体积的0.10 mol·L－1的氨水溶液，镁离子浓度变为0.001 mol·L－1，氨水浓度变为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，有沉淀产生。 (3)2CuCl(s)＋S2－(aq)Cu2S(s)＋2Cl－(aq)的平衡常数K＝＝＝＝＝5.76×1030。 (4)HSOSO＋H＋的电离常数Ka2＝＝1.0×10－7.2，c(SO)≈c(H＋)，c(HSO)≈0.1 mol·L－1，则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。 学生用书↓第297页 学科网（北京）股份有限公司 $$