3.3.2 影响盐类水解的主要因素 同步练习 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

3.3.2 影响盐类水解的主要因素 A级 必备知识基础练 题组1.影响盐类水解的因素 1.(2025·湖南衡阳三校高二联考)25 ℃时,关于①0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液;②NaOH溶液,下列叙述正确的是(　　) A.若向①中加适量水,溶液中的值减小 B.若向②中加适量水,水的电离平衡正向移动 C.若将①和②均稀释100倍,①的pH变化更大 D.若将①和②混合,所得溶液的pH=7,则溶液中的c(NH3·H2O)>c(Na+) 2.(2025·江西师大附中高二期中)下列说法正确的是 (　　) A.稀释0.1 mol·L-1Na2CO3溶液,溶液的pH增大 B.水解反应N+H2ONH3·H2O+H+达到平衡后,升高温度平衡逆向移动 C.加热0.1 mol·L-1Na2CO3溶液,C的水解程度增大 D.向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固体,C水解程度减小,溶液的pH减小 3.(2025·湖南长沙一中高二检测)用棕黄色FeCl3溶液探究影响盐类水解的因素,根据实验现象和原理,下列对水解程度判断正确的是(　　) 选项 实验 现象 水解程度 A 加入FeCl3固体 溶液变成红褐色 变大 B 加热FeCl3溶液 溶液变成红褐色 不变 C 通入HCl气体 溶液颜色变浅 减小 D 加入NaCl溶液 溶液颜色变浅 不变 4.(2025·辽宁省实验中学高二检测)如图为某实验测得0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液在升温过程中(不考虑水挥发)的pH变化曲线。下列说法正确的是 (　　) A.a点溶液的c(OH-)比c点溶液的小 B.a点时,Kw<(H2CO3)·(H2CO3) C.b点溶液中,c(Na+)=c()+2c(C) D.ab段,pH减小说明升温抑制了的水解 5.测定不同温度下0.5 mol·L-1CuSO4溶液和0.5 mol·L-1Na2CO3溶液的pH,数据如下表: 温度/℃ 25 30 40 50 60 CuSO4溶 液的pH 3.71 3.51 3.44 3.25 3.14 Na2CO3溶 液的pH 10.41 10.30 10.28 10.25 10.18 下列说法不正确的是(　　) A.升高温度,Na2CO3溶液中c(OH-)增大 B.升高温度,CuSO4溶液和Na2CO3溶液的水解平衡均正向移动 C.升高温度,CuSO4溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果 D.升高温度,可能导致C结合H+的程度大于H2O电离产生H+的程度 题组2.水解常数的计算及应用 6.下列说法不正确的是(　　) A.在一定条件下,向Na2S溶液中加入CuSO4固体,HS-的浓度减小 B.加水稀释,水解常数Kh增大,pH减小 C.25 ℃时,Ka(HCOOH)=1.0×10-4,该温度下HCOO-的水解常数为1.0×10-10 D.某温度下,一元弱酸HA的Ka越小,则NaA的Kh越大 7.(2025·安徽池州高二检测)常温时,磷酸型体分布优势区域图如图所示(虚线处表示两种型体浓度相等)。下列有关说法错误的是(　　) A.0.1 mol·L-1 KH2PO4溶液中,升高温度,H2P的水解常数增大 B.用强碱只中和H3PO4中的“第一个H+”,可选用甲基橙作为指示剂 C.常温时,Na3PO4溶液中P水解常数数量级为10-2 D.0.1 mol·L-1的H3PO4溶液加水稀释,稀释过程中的值增大 8.(2025·湖北沙市中学高二检测)某弱酸HA溶液中主要成分的分布分数随pH的变化如图所示。下列说法错误的是(　　) A.该酸-lgKa≈4.7 B.NaA的水解平衡常数Kh= C.当该溶液的pH=7.0时,c(HA)<c(A-) D.某c(HA)∶c(A-)=4∶1的缓冲溶液,pH≈4 9.常温下,根据表中提供的数据,判断下列说法错误的是(　　) 酸 电离平衡常数 HClO 4.0×10-8 H2CO3 =4.5×10-7 =4.7×10-11 A.等浓度的HClO、的电离程度:HClO> B.等浓度的Na2CO3和NaClO溶液的pH:Na2CO3>NaClO C.的电离常数和水解常数:Ka()>Kh(HC) D.常温下NaClO溶液中,ClO-的水解常数Kh=2.5×10-7 10.(2025·湖北武汉高二期中)常温下,向10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中加入0.1 mol·L-1的一元酸HA溶液,溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法错误的是(　　) A.pH=7时,c(Na+)=c(A-)+c(HA) B.pH=7时,消耗HA溶液的体积大于10 mL C.a点溶液中水的电离程度大于b点 D.HA的电离常数大于NaA的水解常数 B级 关键能力提升练 11.(2025·辽宁沈阳市郊联体高二联考)已知NaHSO3溶液常温时显酸性,溶液中存在以下平衡:①HS+H2OH2SO3+OH-;②HSH++S。向0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质,下列有关说法正确的是 (　　) A.加入少量金属Na,平衡①左移,平衡②右移,溶液中c(HS)增大 B.加入少量Na2SO3固体,则c(H+)+c(Na+)=c(HS)+c(OH-)+c(S) C.加入少量NaOH溶液,的值均增大 D.加入氨水至中性,则2c(Na+)=c(S)>c(H+)=c(OH-) 12.下列实验操作和现象及所得结论正确的是(　　) 选项 实验操作和现象 实验结论 A 用pH计分别测0.1 mol·L-1 NaClO与CH3COONa溶液的pH,前者pH大 Ka(HClO)> Ka(CH3COOH) B 将铁锈溶于浓盐酸,滴加酸性KMnO4溶液,紫色褪去 铁锈中含有二价铁 C 用pH试纸测量NaClO溶液的pH,pH=11.1 NaClO是弱碱 D 向含酚酞的Na2CO3溶液中加入少量BaCl2固体,有白色沉淀生成,溶液颜色变浅 Na2CO3溶液中存在水解平衡:C+H2OHC+OH- 13.(2025·山西晋中高二检测)常温下,向浓度均为0.2 mol·L-1的两种钾盐KX、KY溶液中加水,溶液的pH与稀释倍数(a)的关系如图所示。下列说法错误的是(　　) A.常温下,X-的水解常数Kh(X-)≈5×10-6 B.a=10时,KX溶液中c(X-)+c(HX)=0.02 mol·L-1 C.HY溶液可以与KX溶液反应 D.浓度均为1 mol·L-1的KX和KY溶液中离子总浓度:KX>KY 14.(2025·河南安阳高二期中)已知1,3-丙二酸是二元弱酸(简记为H2R),在20.00 mL 0.100 0 mol·L-1 H2R溶液中滴加V mL 0.100 0 mol·L-1 NaOH溶液,混合溶液中含碳微粒的物质的量分数(分布系数)δ[δ(H2R)=]与pH关系如图所示。 下列叙述错误的是(　　) A.当V=20时,溶液呈酸性 B.Na2R的水解常数=10-11.15 C.pH=4时,c(HR-)>c(H2R)>c(R2-)>c(H+)>c(OH-) D.T点对应溶液pH约为4.26 15.常温下,向30 mL 0.01 mol·L-1 NH4Cl溶液中加入0.01 mol·L-1 CH3COONH4溶液,溶液的pH随加入CH3COONH4溶液的体积的变化如图。已知:CH3COONH4溶液的pH约为7。下列说法正确的是(　　) A.上图说明NH4Cl溶液中存在水解平衡 B.0.01 mol·L-1 CH3COONH4溶液中的c(N)比0.01 mol·L-1NH4Cl溶液中的大 C.NH4Cl溶液中存在:c()>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-) D.溶液的pH变化是浓度改变造成的 16.t ℃时,向蒸馏水中不断加入NaA溶液,溶液中c2(OH-)与c(A-)的变化关系如图所示。下列叙述错误的是(　　) A.该温度下,H2O的Kw=1×10-14 B.该温度下,A-的水解常数的数量级为10-11 C.溶液中:c(HA)+c(H+)=c(OH-) D.x点溶液中:c(Na+)>c(A-)>c(HA)>c(H+) 17.(2025·广东梅州高二检测)探究影响FeCl3水解平衡的因素。 提出假设:外界条件改变,FeCl3溶液水解平衡会发生移动 设计方案并完成实验 实验1:探究稀释FeCl3溶液对水解平衡移动的影响 将0.2 mol·L-1 FeCl3溶液分别稀释10倍和100倍,测定pH: 实验序号 c(FeCl3)/(mol·L-1) pH ⅰ 0.2 1.39 ⅱ 0.02 2.10 ⅲ 0.002 2.74 (1)实验证明稀释FeCl3溶液,水解平衡正向移动,结合表中数据,给出判断理由: 　。  (2)计算实验ⅱ中FeCl3的水解度(转化率)为   (只列出计算式,忽略水自身电离的影响)。 实验2:探究温度对水解平衡移动的影响 已知:Fe3+水解程度越大,其溶液颜色越深,透光率越低。 分别将0.2 mol·L-1 FeCl3溶液和0.2 mol·L-1 Fe(NO3)3溶液持续加热,当温度上升至50 ℃时停止加热,让溶液自然冷却,测定该过程中溶液透光率的变化,实验结果如下图: 图1:FeCl3溶液 图2:Fe(NO3)3溶液 (3)结合图像分析,小组推测FeCl3溶液颜色(透光率)随温度变化的改变并不一定是仅由水解平衡所致,理由是 　。  C级 学科素养拔高练 18.天然气中含有的H2S会腐蚀管道设备,开采天然气后须及时除去H2S。在此过程中会产生大量含硫废水(其中硫元素的主要化合价是-2价),对设备、环境等造成严重危害。 已知:ⅰ.H2S有剧毒;常温下在水中的溶解度为1∶2.6(体积)。 ⅱ.H2S、HS-、S2-在水溶液中的物质的量分数随pH的分布曲线如图。 ⅲ.碳酸的电离平衡常数:=4.5×10-7,=4.7×10-11。 (1)用过量的Na2CO3溶液吸收天然气中的H2S的离子方程式是　　　　　　　　　　　,该反应对应的化学平衡常数K=　　　　　(列出计算式)。  (2)①当pH≈8时,含硫废水中H2S、HS-的浓度之比是　　　　　。  ②NaHS溶液呈碱性,原因是   (结合化学用语说明)。 (3)沉淀法处理含硫废水: 向pH≈9的含硫废水中加入适量Cu2+的溶液,观察到有黑色沉淀生成,则溶液的pH　　　　　(填“升高”“降低”或“不变”)。用化学平衡移动的原理解释产生上述现象的原因:　  　。  (4)氧化还原法处理含硫废水: 向pH≈9的含硫废水中加入一定浓度的Na2SO3溶液,加酸将溶液调为pH=5,产生淡黄色沉淀。 ①反应的离子方程式是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  ②不同pH时,硫化物去除率随时间的变化曲线如图所示。本工艺选择控制体系的pH=5,不选择pH<5,从环境保护的角度分析其主要原因:  　。  1.B　解析 ①NH4Cl溶液中存在N的水解平衡:N+H2ONH3·H2O+H+,加水稀释时,平衡正向移动,n(N)减小,n(Cl-)不变,则增大,A错误。②NaOH溶液中加水稀释,c(NaOH)减小,对水的电离抑制程度减小,故水的电离程度增大,B正确。①NH4Cl溶液加水稀释100倍,促进N的水解,溶液中c(H+)大于原溶液的,②NaOH溶液中加水稀释100倍,c(OH-)变为原溶液的,故②的pH变化更大,C错误。将①和②混合,所得溶液呈电中性,据电荷守恒可得,c(N)+c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-);由于溶液的pH=7,则有c(OH-)=c(H+),从而可得c(N)+c(Na+)=c(Cl-);据元素守恒可得c(N)+c(NH3·H2O)=c(Cl-),综合上述两式可得c(NH3·H2O)=c(Na+),D错误。 2.C　解析 C+H2OHC+OH-,稀释时平衡右移,但c(OH-)减小,pH减小,A错误;水解反应是吸热反应,升温平衡正向移动,B错误;C+H2OHC+OH-,加入少量Ca(OH)2固体,C与Ca2+生成沉淀,平衡左移,C水解程度减小,c(OH-)增大,pH增大,D错误。 3.C　解析 棕黄色FeCl3溶液中Fe3+水解,水解反应的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。加FeCl3固体,水解平衡向右移动,溶液变成红褐色,水解程度减小,A错误;加热,水解平衡右移,溶液变成红褐色,水解程度增大,B错误;加HCl,c(H+)增大,水解平衡左移,溶液颜色变浅,水解程度减小,C正确;加入NaCl溶液,相当于加水稀释,水解平衡向右移动,水解程度增大,D错误。 4.A　解析 Kw=c(H+)·c(OH-),随着温度的升高,Kw增大;a点、c点的pH相同,即c(H+)相同,但c(OH-)不同,c点的Kw大,则a点溶液的c(OH-)比c点溶液的小,A正确;NaHCO3溶液中存在HC的电离平衡和水解平衡,根据图示可知,NaHCO3溶液显碱性,则水解程度大于电离程度,即Kh=(H2CO3),故有Kw>(H2CO3)·(H2CO3),B错误;b点溶液显碱性,溶液中存在电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c()+2c(C)+c(OH-),由于c(H+)<c(OH-),可得:c(Na+)>c()+2c(C),C错误;NaHCO3溶液中存在电离和水解,而电离和水解均为吸热过程,则升高温度,促进了电离和水解,D错误。 5.D　解析 根据表格中数据知,温度升高,Na2CO3在水中的水解程度增大,同时Kw增大,c(OH-)应增大,A正确。水解反应是吸热反应,温度升高,水解程度增大,B正确。在CuSO4溶液中,pH=-lgc(H+)=-lg,升高温度,Kw增大,c(OH-)也增大,故该溶液的pH变化是Kw改变与水解平衡移动共同作用的结果,C正确。平衡C+H2OHC+OH-,可以看作是两步反应:H2OH++OH-、C+H+HC,与C结合的H+来自水的电离,故C结合H+的程度小于H2O电离产生H+的程度,D错误。 6.B　解析 加入CuSO4固体,Cu2+与S2-生成CuS沉淀,c(S2-)降低,S2-的水解平衡逆向移动,c(HS-)减小,A正确;水解常数只受温度影响,加水稀释,水解常数不变,B错误;常温下,HCOO-的水解常数Kh==1.0×10-10,C正确;由Ka·Kh=Kw可知,一定温度下Ka越小,水解常数Kh越大,一元弱酸HA的Ka越小,则NaA的Kh越大,D正确。 7.D　解析 水解反应是吸热反应,升高温度,H2P的水解平衡正向移动,故其水解常数增大,A正确;中和掉H3PO4中的“第一个H+”,得到H2P溶液,pH为≈4.7,与甲基橙的变色点4.4相近,误差不大,故可用甲基橙作为指示剂,B正确;由图可知,=10-12.32,故常温时P的水解常数为=10-1.68,数量级为10-2,C正确;磷酸的二级电离平衡常数为,温度不变,为一个常数,加水稀释,)的值减小,的值减小,D错误。 8.B　解析 根据图像可知,c(HA)=c(A-)时,pH≈4.7,该酸的Ka=≈10-4.7,故-lgKa≈4.7,A正确;NaA的水解平衡常数Kh=,B错误;根据图像可知,当pH=7.0时,A-的分布分数大于HA,则有c(HA)<c(A-),C正确;根据图像可知,HA的分布分数为0.8,A-的分布分数为0.2时,pH≈4,故某c(HA)∶c(A-)=4∶1的缓冲溶液,pH≈4,D正确。 9.C　解析 常温下,HClO的电离常数为4.0×10-8,HC的电离常数为4.7×10-11,电离常数越大,相同浓度时电离程度越大,则电离程度:HClO>,A正确;常温下,相同浓度时,电离常数越小,对应离子的水解程度越大,则等浓度的Na2CO3和NaClO溶液的pH:Na2CO3>NaClO,B正确;常温下,HC的电离常数为4.7×10-11,水解常数为≈2.2×10-8,则有Ka()<Kh(),C错误;常温下NaClO溶液中,ClO-的水解常数Kh==2.5×10-7,D正确。 10.A　解析 常温下,向10 mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液中加入0.1 mol·L-1的一元酸HA溶液,当V(HA)=10 mL时,二者刚好完全反应,但此时溶液的pH>7,则HA为弱酸。NaA为强碱弱酸盐,pH=7时,溶液为NaA和HA的混合溶液,依据电荷守恒,可得出c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),c(H+)=c(OH-),则c(Na+)=c(A-),则有c(Na+)<c(A-)+c(HA),A错误;由上述分析可知,pH=7时,溶液为NaA和HA的混合溶液,则消耗HA溶液的体积大于10 mL,B正确;a点溶液中,溶质为NaA,A-发生水解从而促进水电离,b点时,pH=4.7,溶液中以HA的电离为主,水的电离受到抑制,故a点水的电离程度大于b点,C正确;在b点,溶液中溶质为NaA和HA,且溶液中c(NaA)=c(HA),溶液的pH=4.7,呈酸性,说明HA的电离程度大于A-的水解程度,即HA的电离常数大于NaA的水解常数,D正确。 11.C　解析 NaHSO3溶液显酸性,则HS的电离程度大于HS的水解程度,加入钠后平衡①左移,平衡②右移,c(HS)减小,A错误;根据电荷守恒可知c(H+)+c(Na+)=c(HS)+c(OH-)+2c(S),B错误;加入少量NaOH,平衡②右移,的值均增大,C正确;加入氨水至中性,c(H+)=c(OH-),根据电荷守恒,c(H+)+c(N)+c(Na+)=c(OH-)+c(HS)+2c(S),则c(N)+c(Na+)=c(HS)+2c(S),无法得到2c(Na+)=c(S),D错误。 12.D　解析 用pH计分别测0.1 mol·L-1 NaClO与CH3COONa溶液的pH,前者pH大,说明ClO-的水解程度大于CH3COO-的水解程度,则酸性:HClO<CH3COOH,即Ka(HClO)<Ka(CH3COOH),A错误;Fe2+、Cl-均可以被酸性KMnO4溶液氧化,使紫色褪去,B错误;NaClO溶液具有强氧化性,可使pH试纸漂白褪色,不能用pH试纸测量NaClO溶液的pH,且NaClO属于强碱弱酸盐,C错误;Na2CO3是强碱弱酸盐,在水溶液中存在水解平衡:C+H2O+OH-,溶液呈碱性,加入少量BaCl2固体,发生离子反应:Ba2++CBaCO3↓,产生白色沉淀,水解平衡逆向移动,碱性减弱,溶液颜色变浅,D正确。 13.D　解析 0.2 mol·L-1的KX溶液中,c(OH-)=10-3 mol·L-1≈c(HX),X-+H2OHX+OH-,Kh(X-)=≈5×10-6,A正确;a=10时c(K+)=0.02 mol·L-1,由元素守恒可得:c(K+)=c(X-)+c(HX),B正确;相同温度时,等浓度的KX溶液的pH大于KY溶液的pH,说明X-水解能力强于Y-,酸性:HY>HX,C正确;由电荷守恒可知,两种盐溶液中分别存在如下等式:c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(X-),c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(Y-),由于两种溶液中c(K+)相等而KX溶液中c(H+)较小,故离子总浓度KX较小,D错误。 14.B　解析 结合图像可知,曲线①代表δ(H2R)与pH的关系;曲线②代表δ(HR-)与pH的关系;曲线③代表δ(R2-)与pH的关系。结合图中数据可知,=10-2.85、=10-5.66,当中和恰好生成NaHR时(V=20),,HR-的电离程度大于其水解程度,溶液呈酸性,A正确;=10-8.34,B错误;结合图像可知,pH=4时,c(HR-)>c(H2R)>c(R2-)>c(H+)>c(OH-),C正确;T点,c(H2R)=c(R2-),,pH=≈4.26,D正确。 15.A　解析 未加入醋酸铵溶液时,0.01 mol·L-1氯化铵溶液的pH为6,说明N在溶液中水解使溶液呈酸性,氯化铵溶液中存在水解平衡,A正确;醋酸铵是弱酸弱碱盐,醋酸根离子和N在溶液中都发生水解反应,CH3COO-在溶液中水解使溶液呈碱性,促进N水解,故0.01 mol·L-1 CH3COONH4溶液中的c(N)比0.01 mol·L-1NH4Cl溶液中的小,B错误;氯化铵是强酸弱碱盐,N在溶液中水解使溶液呈酸性,离子浓度的大小顺序为c(Cl-)>c(N)>c(H+)>c(OH-),C错误;醋酸铵是弱酸弱碱盐,CH3COO-和N在溶液中都发生水解反应,向氯化铵溶液中加入醋酸铵溶液时,溶液的pH变化是c(N)和c(CH3COO-)的相对大小发生改变造成的,D错误。 16.B　解析 由图中信息知横坐标为0时,即未加入NaA溶液时,c2(OH-)=1×10-14 mol2·L-2,而水电离产生的c(H+)=c(OH-),故水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-)=c2(OH-)=1×10-14,A正确;NaA溶液中存在A-的水解平衡和水的电离平衡,溶液中c(A-)越大,溶液中c(OH-)与c(HA)越接近,A-的水解常数Kh=,由图可知,c(A-)较大时Kh≈1×10-10,其数量级为10-10,B错误;NaA溶液中存在电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),根据元素守恒可得c(A-)+c(HA)=c(Na+),综合上述两式可得:c(HA)+c(H+)=c(OH-),C正确;由图可知,x点溶液中c(A-)=3×10-4 mol·L-1,溶液中c(OH-)=2×10-7 mol·L-1,则c(H+)=5×10-8 mol·L-1,由C项分析可知,NaA溶液中c(HA)+c(H+)=c(OH-),则c(HA)>c(H+),故溶液中各微粒浓度的大小顺序为c(Na+)>c(A-)>c(HA)>c(H+),D正确。 17.答案 (1)FeCl3溶液稀释10倍,溶液pH变化小于1 (2)×100% (3)50 ℃后停止加热,自然冷却,两者透光率不同 解析 (1)由表格数据可知,氯化铁溶液稀释10倍时,溶液中pH的变化小于1,说明稀释氯化铁溶液时,水解平衡向正反应方向移动。 (2)铁离子在溶液中存在如下平衡:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+,由表格数据可知,实验ⅱ中氯化铁的水解度为×100%。 (3)由图可知,等浓度的氯化铁溶液和硝酸铁溶液持续加热,当温度上升至50 ℃后停止加热,自然冷却时,硝酸铁溶液的透光率强于氯化铁溶液,说明氯化铁溶液颜色随温度变化的改变可能不完全是由水解平衡引起的,可能与溶液中阴离子的种类有关。 18.答案 (1)H2S+C+HS-　≈2.13×103　(2)①1∶10　②HS-的水解平衡常数Kh==10-7>(H2S)=10-12.9,可知HS-的水解程度大于电离程度,则水解生成的c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性　(3)降低　废水中存在水解平衡:S2-+H2OHS-+OH-,加入适量Cu2+的溶液,发生反应:Cu2++S2-CuS↓,生成黑色CuS沉淀,S2-水解平衡逆向移动,导致c(OH-)减小,pH降低　(4)①2HS-+S+4H+3S↓+3H2O　②pH<5时,溶液中-2价S元素主要以H2S的形式存在,常温下H2S在水中的溶解度为1∶2.6,酸性强使H2S更易逸出,H2S有剧毒会污染环境 解析 (1)H2S的,由图可知,pH=7时,c(HS-)=c(H2S),此时=10-7;同理=10-12.9,由电离平衡常数可知酸性:H2CO3>H2S>HC>HS-。依据“强酸制弱酸”的复分解反应规律,用过量的Na2CO3溶液吸收天然气中的H2S的离子方程式为H2S+CHC+HS-,该反应对应的化学平衡常数K=≈2.13×103。 (2)①当pH≈8时,含硫废水中HS-、H2S的浓度比为=10∶1,故。 学科网（北京）股份有限公司 $$