第3章 第3节 第4课时 溶液中三大平衡的综合应用（配套课件PPT）-【步步高】2025-2026学年高二化学选择性必修1 化学反应原理学习笔记（鲁科版 京粤闽皖豫宁陕专版）

该高中化学课件聚焦溶液中电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡三大平衡及四大平衡常数，通过对比表格梳理影响因素，衔接单一平衡到综合应用的知识脉络，搭建从定性分析到定量计算的学习支架。 其亮点在于结合科学思维（比较分类、证据推理）和科学探究与实践（实例分析），如通过H₂SO₃与H₂CO₃电离常数比较酸性，用FeCl₃水解实验分析平衡移动。帮助学生深化平衡观和定量分析能力，为教师提供系统练习与解析，提升教学效率。

溶液中三大平衡的综合应用 第4课时 第 3 章 　 第 3 节 1.比较掌握溶液中三大平衡的特点，能用平衡观分析电解质在溶液中的变化。 2.能用四大平衡常数定量分析电解质在溶液中的变化，掌握四大平衡常数的关系及简单计算。 核 心 素 养 发 展 目 标 课时对点练 内 容 索 引 一、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的比较 二、四大平衡常数的区别与联系 < 一 > 电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的比较 平衡类型 电离平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液) 沉淀溶解平衡(如AgCl 的沉淀溶解平衡) 影响 因素 升温 促进电离 Ka增大 促进水解 Kh增大 若溶解度与温度成正比，促进溶解；反之，抑制溶解 若溶解度与温度成正比，则Ksp增大；反之，则Ksp减小 加水 促进电离 Ka不变 促进水解 Kh不变 促进溶解 Ksp不变 加入相 应离子 加入CH3COONa 或盐酸，抑制电离 Ka不变 加入 CH3COOH或NaOH，抑制水解 Kh不变 加入AgNO3或NaCl，抑制溶解 Ksp不变 加入反 应离子 加入OH-，促进电离 Ka不变 加入H+，促进水解 Kh不变 加入氨水，促进溶解 Ksp不变 (1)Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类一定相同 (2)25 ℃时，分别测定浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COONH4和NaHCO3溶液的pH，后者大于前者，Kh(CH3COO-)<Kh(HC) (3)FeCl3水解可生成Fe(OH)3胶体，所以FeCl3可用作净水剂 (4)将AgBr和AgCl的饱和溶液等体积混合，再加入足量AgNO3浓溶液，产生沉淀的物质的量：AgCl>AgBr × √ √ √ 正误判断   实验操作 现象 结论 A 用pH试纸测定饱和新制氯水的pH pH试纸变红色 饱和新制氯水呈酸性 B 向AgNO3溶液中依次滴加NaCl、KI溶液 依次出现白色、黄色沉淀 Ksp(AgCl)<Ksp(AgI) C 用pH试纸测定NaCl与NaF溶液的pH 前者小于后者 非金属性：F<Cl D 等体积、pH=3的两种酸HA和HB，分别与足量Zn反应 HA放出的氢 气多 酸性：HA<HB 1.(2024·广东揭阳普宁二中高二期中)根据下列实验操作，现象和结论都正确的是 √ 应用体验 饱和新制氯水有漂白性，pH试纸变红色后褪色，故A错误； 向AgNO3溶液中依次滴加NaCl、KI溶液，依次出现白色、黄色沉淀，若NaCl不足，则KI可以直接与AgNO3反应，无法判断Ksp(AgCl)与Ksp(AgI) 的大小关系，故B错误。 2.已知常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.4×10-2 mol·L-1，Ka2=6.0×10-8 mol· L-1；H2CO3的电离平衡常数Ka1=4.5×10-7 mol·L-1，Ka2=4.7×10-11 mol·L-1。下列说法不正确的是 A.稀释NH3·H2O溶液，减小 B.酸性：H2SO3>H2CO3>HS>HC C.用NH3·H2O溶液吸收SO2，当溶液呈中性时，c(S)∶c(HS)=0.6 D.pH=5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(S)与c(H+)的比值约为1∶10 √ 应用体验 稀释NH3·H2O溶液，NH3·H2O的电离程度增大，溶液中n(N)、n(OH-)增大，n(OH-)增大程度大于n(N=将增大，故A项错误； 多元弱酸分步电离，电离平衡常数越大，对应酸的酸性越强，所以酸性强弱顺序：H2SO3>H2CO3>HS>HC，故B项正确； 用NH3·H2O溶液吸收SO2，当溶液呈中性时，c平(H+)=1×10-7 mol·L-1，====0.6，故C项正确； pH=5的H2SO4溶液中，c平(H+)=1×10-5 mol·L-1，c(S)=c平(H+)=5× 10-6 mol·L-1，加水稀释到500倍，则稀释后c(S)=1×10-8 mol·L-1， c平(H+)≈1×10-7 mol·L-1，稀释后c(S)与c(H+)的比值约为1∶10，故D项正确。 3.(2025·成都高二期中)Fe2(SO4)3溶于一定量水中，溶液呈浅棕黄色(a)。加入少量浓盐酸，黄色加深(b)。 已知：Fe3++4Cl-　　[FeCl4]-(黄色)；浓度较小时[Fe(H2O)6]3+(用Fe3+表示)几乎无色。取溶液进行如下实验，对现象的分析不正确的是 A.测溶液a的pH≈1.3，证明Fe3+发生了水解 B.将溶液a滴入沸水中并加热，有丁达尔效应，说明加热能促进Fe3+水解 C.加入浓盐酸，H+与Cl-对溶液颜色变化、Fe3+浓度大小的影响是一致的 D.向b中加入AgNO3后，黄色褪至几乎无色，说明H+能抑制Fe3+水解 √ 应用体验 Fe2(SO4)3溶液的pH≈1.3，证明Fe3+发生了水解：Fe3++3H2O　　Fe(OH)3 +3H+，使溶液呈酸性，A项正确； 将溶液a滴入沸水中并加热，有丁达尔效应，说明加热促进Fe3+水解生成了Fe(OH)3胶体，B项正确； 加入浓盐酸，H+的浓度增大，抑制Fe3+的水解，使Fe3+的浓度增大，Cl-浓度增大，促进Fe3++4Cl-　　[FeCl4]-(黄色)正向移动，使Fe3+的浓度减小，H+与Cl-对溶液颜色变化、Fe3+浓度大小的影响不一致，C项错误； 向b中加入AgNO3后，发生反应：Ag++Cl-===AgCl↓，Cl-的浓度减小，平衡Fe3++4Cl-　　[FeCl4]-逆向移动，溶液的黄色应变浅，而b中加入AgNO3后黄色褪至几乎无色，说明此时溶液中H+浓度大，H+能抑制Fe3+水解使溶液几乎无色，D项正确。 4.(2025·江西高二质检)室温下，通过下列实验探究Na2CO3的性质。已知：25 ℃时，H2SO3的Ka1=1.4×10-2 mol·L-1、Ka2=6.0×10-8 mol·L-1，H2CO3的Ka1=4.5×10-7 mol·L-1、Ka2=4.7×10-11 mol·L-1。 实验1：配制50 mL 0.1 mol·L-1Na2CO3溶液，测得溶液pH约为12； 实验2：取10 mL 0.1 mol·L-1Na2CO3溶液，向其中加入少量CaSO4固体充分搅拌，一段时间后过滤。向滤渣中加入足量稀盐酸，固体完全溶解； 实验3：取10 mL 0.1 mol·L-1Na2CO3溶液，向其中缓慢滴入等体积0.1 mol·L-1稀盐酸。下列说法正确的是 A.实验1所得溶液中，c(OH-)-c(H+)=c(HC)+c(H2CO3) B.根据实验2，可推测Ksp(CaCO3)>Ksp(CaSO4) C.实验3反应后溶液中存在：c(Na+)=c(H2CO3)+c(HC)+c(C) D.25 ℃时，反应C+H2SO3　　HC+的平衡常数约为3.0×108 √ 应用体验 Na2CO3溶液中，根据质子守恒：得c(OH-)-c(H+)=c(HC)+2c(H2CO3)，A错误； 滴入等体积0.1 mol·L-1稀盐酸，反应生成等浓度的NaCl和NaHCO3，根据元素守恒：c(Na+)=2c(C)+2c(HC)+2c(H2CO3)，C错误； 该反应的平衡常数K=== =≈3.0×108，D正确。 返回 < 二 > 四大平衡常数的区别与联系 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平(OH-)·c平(H+) 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= 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=(Mn+)·) 1.四大平衡常数的比较 2.水溶液中平衡常数及它们之间的关系 (1)平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。升高温度，Ka、Kb、Kw、Kh均增大。 (2)Ka、Kh、Kw三者的关系式为Kh=；Kb、Kh、Kw三者的关系式为Kh=。 (3)对二元弱酸的Ka1、Ka2与相应酸根离子的Kh1、Kh2的关系式为Ka1·Kh2=Kw，Ka2·Kh1=Kw。 (4)反应CdS(s)+2H+(aq)　　Cd2+(aq)+H2S(aq)的平衡常数为K，则K=。 (5)反应3Mg(OH)2(s)+2Fe3+(aq)　　2Fe(OH)3(s)+3Mg2+(aq)的平衡常数K= =。 (1)0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液从15 ℃升温到25 ℃时，的值不变 (2)25 ℃时，HCN的电离平衡常数Ka=6.2×10-10 mol·L-1，等浓度HCN与NaCN的混合溶液pH>7 (3)常温下，pH=9的NaHA溶液：c(Na+)>c(HA-)>c()>c(H2A) (4)常温下，Ksp[Mg(OH)2]=5.6×10-12 mol3·L-3，pH=10的含Mg2+的溶液中，c(Mg2+)≤5.6×10-4 mol·L-1 (5)FeS溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸，则Ksp(FeS)>Ksp(CuS) × × √ √ √ 正误判断 1.Ka、Kw、Kh、Ksp分别表示电离常数、水的离子积常数、水解常数、溶度积常数，下列判断不正确的是 A.室温下Ka(HClO)<Ka(CH3COOH)，CH3COOH的电离度一定比HClO的大 B.c平(H+)=的溶液任何温度下均为中性 C.已知25 ℃时，AgCl和砖红色沉淀Ag2CrO4的Ksp分别为1.8×10-10 mol2·L-2 和2.0×10-12 mol3·L-3，则用AgNO3标准溶液滴定Cl-时，可采用K2CrO4 为指示剂 D.某温度下，一元弱酸HA的Ka越小，则NaA的Kh越大 √ 应用体验 室温下Ka(HClO)<Ka(CH3COOH)，说明CH3COOH的酸性比HClO强，但电离度除了和弱酸本身有关外，还和浓度有关，所以CH3COOH的电离度不一定比HClO的大，A错误； c平(H+)=的溶液中，c平(OH-)==，则c平(H+)=c平(OH-)，溶 液一定呈中性，B正确； 25 ℃时Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12 mol3·L-3和1.8×10-10 mol2· L-2，当离子浓度小于10-5 mol·L-1时认为沉淀完全，因此恰好沉淀完全 时，c平(Ag+)== mol·L-1=1.8×10-5 mol·L-1，此时溶液中c平(Cr)== mol·L-1≈6.17×10-3 mol·L-1>1.0×10-5 mol· L-1，可采用K2CrO4为指示剂，C正确。 2.室温下，用0.1 mol·L-1 NaOH溶液滴定盐酸酸化的0.02 mol·L-1 FeCl3溶液的pH-t曲线如图所示。下列说法正确的是 已知：①室温时Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38 mol4· L-4；②lg 2≈0.3。 A.Fe3+的水解平衡常数为2.5×1024 mol2·L-2 B.若b点c(Fe3+)=10-5 mol·L-1，则x=3.2 C.ab段仅发生反应：Fe3++3OH-===Fe(OH)3↓ D.从a到c点，水的电离程度一直减小 √ 应用体验 Fe3+的水解平衡常数为Kh==== mol2·L-2=2.5×10-5 mol2·L-2，故A错误； 若b点c(Fe3+)=10-5 mol·L-1，c平(OH-)== mol·L-1= ×10-11 mol·L-1，则c平(H+)= mol·L-1=×10-3 mol·L-1，pH= -lg(×10-3)=3+lg 2=3.2，则x=3.2，故B正确； ab段发生反应：H++OH-===H2O、Fe3++3OH-===Fe(OH)3↓，故C错误； 刚开始是酸碱中和反应，溶液酸性减弱，水的电离程度增大，故D错误。 3.已知pH=6的含磷废水中的磷以磷酸及其盐的形式存在。某温度下，磷酸的pKa与溶液的pH的关系如图，下列叙述不正确的是 A.该废水中离子浓度存在关系：c(H2P)>c(HP)>c(P) B.若逐渐增大该废水的pH，溶液中c(HP)将先增大后减小 C.室温下，H3PO4+HP===2H2P的平衡常数K=105.09 D.向废水中加入CaCl2生成Ca5(PO4)3OH沉淀除磷后，溶液pH将增大 √ 应用体验 磷酸电离方程式为H3PO4　　H2P+H+、H2P　　HP+H+、HP　　P+H+，当c(H2P)=c(HP)时，pH=pKa2=7.21，因此pH=6的废水中c(H2P)>c(HP)>c(P)，故A正确； 废水的pH增大，H2P转化成HP，c(HP)增大，到达一定程度后，继续增大pH，HP转化成P，c(HP)减小，故B正确； 平衡常数K==== =105.09，故C正确； 由题意可知，该废水中除磷的离子方程式为3H2P+5Ca2++H2O=== Ca5(PO4)3OH↓+7H+，溶液中c平(H+)增大，pH降低，故D错误。 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平(H+)=×Ka2=2×5.0×10-11 mol·L-1 =1.0×10-10 mol·L-1，则该溶液的pH=10。 4.[2022·湖南，16(2)①改编]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 mol·L-1，Ka2=5.0×10-11 mol·L-1)。  10 返回 应用体验 课时对点练 题号 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 B A B D C D A C 题号 9 　10 答案 C 　C 对一对 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 11. (1)1.16×10-3 g　 (2)4×10-5 mol·L-1 (3)Cu(OH)2　1.45×109　 (4)4.5×10-9 mol·L-1 (5)5×10-4 mol·L-1　 (6) 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 12. (1)PCl3+Cl2+H2O 　　POCl3+2HCl (2)c(Na+)>c(HP)>c(OH-)>c(H2P)>c(H+) (3)Ⅰ　1.0×10-1.4 mol·L-1　1.0×10-7.5 mol·L-1　 (4)4×10-7 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 题组一　溶液中三大平衡及其影响因素 1.下列与盐类水解有关的叙述正确的是 A.用NaOH标准溶液滴定未知浓度的醋酸时，可选用甲基橙作指示剂 B.将镁条投入到NH4Cl溶液中观察到有气体放出 C.配制FeCl3溶液，可加入少量稀硫酸，以防止溶液变浑浊 D.在空气中加热MgCl2·6H2O晶体制备无水MgCl2固体 √ 对点训练 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 用NaOH标准溶液滴定未知浓度的醋酸，滴定终点时，生成的醋酸钠水解使溶液显碱性，因此要用酚酞作指示剂，A错误； 氯化铵溶液中存在N+H2O　　NH3·H2O+H+，溶液显酸性，加入镁条，发生反应：Mg+2H+===Mg2++H2↑，则将镁条投入到NH4Cl溶液中能观察到有气体放出，B正确； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 氯化铁水解生成氢氧化铁和盐酸，配制FeCl3溶液，加入少量的盐酸，抑制氯化铁的水解，可以防止溶液变浑浊，若加入少量稀硫酸，则引入硫酸根离子，C错误； 由于MgCl2·6H2O在空气中加热易发生水解，应该在氯化氢气流中加热制备无水MgCl2固体，D错误。 选项 实验操作 现象 结论 A 相同温度下，分别测定浓度均为0.1 mol· L-1的CH3COONa溶液和Na2CO3溶液的pH 后者大于前者 水解常数：Kh(CH3COO-) <Kh(C) B 将密封有红棕色NO2气体的圆底烧瓶浸入冰水中 气体颜色变浅 反应2NO2(g)　　N2O4(g)　ΔH>0 C 向浓度均为0.1 mol·L-1的醋酸和饱和硼酸溶液中分别滴加等浓度的Na2CO3溶液 醋酸溶液中有气泡产生，硼酸溶液中无气泡 酸性：硼酸>醋酸>碳酸 D 将0.1 mol·L-1 AgNO3溶液和0.05 mol·L-1 NaCl溶液等体积混合，再向混合液中滴入0.05 mol·L-1NaI溶液 先产生白色沉淀，后产生黄色沉淀 Ksp(AgI)<Ksp(AgCl) 2.下列实验的操作、现象和结论均正确的是 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 相同温度下，分别测定浓度均为0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液和Na2CO3溶液的pH，后者pH大，说明后者水解常数大，即Kh(CH3COO-)<Kh(C)，故A正确； 将密封有红棕色NO2气体的圆底烧瓶浸入冰水中，气体颜色变浅，说明平衡向生成四氧化二氮的方向移动，反应2NO2(g)　　N2O4(g)　ΔH<0，故B错误； 向浓度均为0.1 mol·L-1的醋酸和饱和硼酸溶液中分别滴加等浓度的Na2CO3溶液，醋酸溶液中有气泡产生，硼酸溶液中无气泡，根据相对强的酸制备相对弱的酸，则酸性：醋酸>碳酸>硼酸，故C错误； 将0.1 mol·L-1 AgNO3溶液和0.05 mol·L-1 NaCl溶液等体积混合，生成AgCl沉淀，硝酸银过量，再向混合液中滴入0.05 mol·L-1 NaI溶液后，产生AgI黄色沉淀，是过量的硝酸银和NaI反应生成的，并不是AgCl转化生成的，因此不能得出Ksp(AgI)<Ksp(AgCl)，故D错误。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 题组二　溶液中四大平衡常数的区别与联系 3.在其他条件不变的情况下，升高温度，下列数值不一定增大的是 ①水解常数　②化学平衡常数　③水的离子积　④物质的溶解度 A.②③ B.②④ C.③④ D.①④ √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 水解反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，水解常数增大，①不符合题意； 若可逆反应的正反应为放热反应，则升高温度K减小，若正反应为吸热反应，则升高温度K增大，所以升高温度，化学平衡常数不一定增大，②符合题意； 水的电离吸热，升高温度，促进水的电离，水的离子积增大，③不符合题意； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 少数固体物质的溶解度随温度升高而减小，如熟石灰，气体物质的溶解度随温度升高而减小，但绝大部分固体物质的溶解度随温度升高而增大，所以升高温度时，物质的溶解度不一定增大，④符合题意。 4.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)，说明同浓度时HCN的酸性比CH3COOH强 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 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 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； 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。 题组三　溶液中四大平衡常数的应用 5.25 ℃时，CaCO3、CaC2O4的Ksp分别为3.4×10-9 mol2·L-2和2.3×10-9 mol2·L-2，醋酸、HCN的Ka分别为1.75×10-5 mol·L-1和4.9×10-10 mol·L-1，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 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 由二者Ksp可知，二者溶解度相近，由Ka可知，醋酸、碳酸的酸性强于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，可进行分离，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，而HCN与CaCO3和CaC2O4均不反应，不能分离。 6.已知：室温下氢硫酸(H2S)的电离常数Ka1=1.0×10-7 mol·L-1，Ka2=1.3× 10-13 mol·L-1；CuS和FeS的Ksp分别为6.3×10-36 mol2·L-2、6.5×10-18 mol2· L-2，下列说法不正确的是 A.反应FeS(s)+H+(aq)　　Fe2+(aq)+HS-(aq)的平衡常数K=5×10-5 mol·L-1 B.可以用FeS除去污水中的Cu2+ C.从上述数据可得出CuS难溶于稀硫酸中 D.0.1 mol·L-1的H2S溶液中加入等体积0.1 mol·L-1的NaOH溶液，则c(Na+) >c(HS-)>c(H2S)>c(S2-)>c(OH-)>c(H+) √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 反应FeS(s)+H+(aq)　　Fe2+(aq)+HS-(aq)的平衡常数K== ×== mol·L-1=5×10-5 mol·L-1，A 正确； FeS的溶度积大于CuS的溶度积，所以除去废水中的Cu2+可以选用FeS作沉淀剂，B正确； 若CuS溶于稀硫酸中，反应为CuS+2H+　　Cu2++H2S，反应的平衡常数 K==×==≈4.8×10-16，反应进行的程度很小，即CuS难溶于稀硫 酸，C正确； HS-的水解常数Kh== mol·L-1=1×10-7 mol·L-1>Ka2(H2S)，即 HS-的水解程度大于其电离程度，NaHS溶液呈碱性，由于水的电离，则c(OH-)>c(H2S)、c(H+)>c(S2-)，故溶液中粒子浓度：c(Na+)>c(HS-)> c(OH-)>c(H2S)>c(H+)>c(S2-)，D错误。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 7.常温下，将FeSO4溶液与NH4HCO3溶液混合，可制得FeCO3，混合过程中有气体产生。已知：Kb(NH3·H2O)=1.7×10-5 mol·L-1，Ka1(H2CO3)= 4.2×10-7 mol·L-1，Ka2(H2CO3)=5.6×10-11 mol·L-1，Ksp(FeCO3)=3.13× 10-11 mol2·L-2。下列说法不正确的是 A.向100 mL pH=10的氨水中通入少量CO2，反应后溶液中存在：c() >c() B.0.1 mol·L-1 NH4HCO3溶液中：c(H2CO3)>c+c C.生成FeCO3的离子方程式为Fe2++2===FeCO3↓+CO2↑+H2O D.生成FeCO3沉淀后的上层清液中：c·c=Ksp √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 通入少量CO2，CO2+2NH3·H2O===(NH4)2CO3+H2O，CO3中碳酸根离子会发生水解：+H2O　　+OH-，Kh)== mol·L-1 =，pH=10时，)=10-4 mol·L-1，则= >1，可知：c<c，故A错误； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 在NH4HCO3溶液中，由质子守恒得：c(H+)+c(H2CO3)=c+c(OH-)+ c(NH3·H2O)，N的水解常数Kh()== mol·L-1≈ 5.9×10-10 mol·L-1，的水解常数Kh)== mol·L-1≈2.4 ×10-8 mol·L-1，由于铵根离子的水解程度小于碳酸氢根离子的水解程度，故溶液呈碱性，c(OH-)>c(H+)，结合质子守恒式可知：c>c +c，故B正确； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 和H+，亚铁离子结合生成FeCO3，并且H+结合生成二氧化碳和水，反应的离子方程式为Fe2++2===FeCO3↓ +CO2↑+H2O，故C正确。 8.HA是一元弱酸，难溶盐MA的饱和溶液中c(M+)随c(H+)而变化，M+不发生水解。实验发现，298 K时c2(M+)~c(H+)为线性关系，如图中实线所示。下列叙述错误的是 A.溶液pH=4时，c(M+)<3.0 ×10-4 mol·L-1 B.MA的溶度积Ksp(MA)= 5.0×10-8 mol2·L-2 C.溶液pH=7时，c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-) D.HA的电离常数Ka(HA)=2.0×10-4 mol·L-1 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 综合强化 由图可知pH=4，即c(H+)=10×10-5 mol·L-1时，c2(M+)=7.5×10-8 mol2·L-2，c(M+)= mol·L-1=×10-4 mol·L-1<3.0×10-4 mol·L-1，A正确； 由图可知，c(H+)=0时，可看作溶液中有较大浓度的OH-，此时A-的水解极大地被抑制，溶液中c(M+)=c(A-)，则Ksp(MA)=c平(M+)·c平(A-)=(M+) =5.0×10-8 mol2·L-2，B正确； MA饱和溶液中，M+不发生水解，A-水解使溶液呈碱性，若使pH=7，需加入酸，会引入其他阴离子，此时c(M+)+c(H+)≠c(A-)+c(OH-)，C错误； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Ka(HA)=，当c(A-)=c(HA)时，由元素守恒知c(A-)+c(HA)= c(M+)，则c(A-)=，Ksp(MA)=c平(M+)·c平(A-)==5.0×10-8 mol2· L-2，则(M+)=10×10-8 mol2·L-2，对应图得此时溶液中c平(H+)=2.0× 10-4 mol·L-1，Ka(HA)==c平(H+)=2.0×10-4 mol·L-1，D正确。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 9.室温下用0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液吸收SO2的一种脱硫工艺流程如图所示。已知H2SO3电离平衡常数分别为Ka1=1.54×10-2 mol·L-1、Ka2=1.02×10-7 mol·L-1，H2CO3电离平衡常数分别为Ka1=4.2×10-7 mol·L-1、Ka2=5.6×10-11 mol·L-1，忽略通入SO2所引起的溶液体积变化和H2O的挥发。 下列说法正确的是 A.0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液中： c(OH-)=c(H+)+c()+c(H2SO3) B.NaHSO3溶液中：c()<c(H2SO3) C.“沉淀”时发生的主要反应的离子方程式：CaCO3+===CaSO3+ D.“沉淀”分离后的滤液中：c(Ca2+)·c()<Ksp(CaSO3) 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 √ 0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液中，存在质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c()+ 2c(H2SO3)，A不正确； NaHSO3溶液中，Ka2=1.02×10-7 mol·L-1，Kh2= mol·L-1≈6.49× 10-13 mol·L-1，则)>c(H2SO3)， B不正确； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 由于Ka2(H2SO3)=1.02×10-7 mol·L-1<Ka1(H2CO3)=4.2×10-7 mol·L-1，所以NaHSO3与CaCO3反应只能生成NaHCO3和CaSO3，“沉淀”时发生的主要反应的离子方程式：CaCO3+HS===CaSO3+，C正确； “沉淀”分离后的滤液仍是CaSO3的饱和溶液，则c(Ca2+)·c()= Ksp(CaSO3)，D不正确。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 10.(2025·河北高二期中)25 ℃时，用NaOH溶液分别滴定HX、CuSO4、 FeSO4三种溶液，pM[p表示负对数，M表示、c(Cu2+)、c(Fe2+)等]随 pH变化关系如图所示，已知Ksp[Cu(OH)2]<Ksp[Fe(OH)2]，下列有关分析正确的是 A.①代表滴定FeSO4溶液的变化关系 B.调整溶液的pH=7，无法除去工业废水中 的Cu2+ C.滴定HX溶液至a点时，溶液中可能存在c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+) D.Fe(OH)2、Cu(OH)2固体均易溶于HX溶液 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 由题干信息可知，Ksp[Cu(OH)2]<Ksp[Fe(OH)2]，加碱后溶液中铜离子先沉淀，亚铁离子后沉淀，即①代表滴定CuSO4溶液的变化关系，②代表 滴定FeSO4溶液的变化关系，③表示p 与pH的变化关系，A错误； pc(Cu2+)=0时，c(Cu2+)=1 mol·L-1，pH=4.2，c平(OH-)=10-(14-4.2) mol·L-1=10-9.8 mol·L-1，Ksp[Cu(OH)2]=1×(10-9.8)2 mol3·L-3=10-19.6 mol3·L-3，同理，Ksp[Fe(OH)2]=1×[10-(14-6.5)]2 mol3·L-3=10-15 mol3·L-3，调整溶液的 pH=7，c平(OH-)=10-7 mol·L-1，此时c平(Cu2+)= mol·L-1=10-5.6 mol·L-1 <10-5 mol·L-1，铜离子沉淀完全，可除去工业废水中的Cu2+，B错误； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 p =0时，pH=5.0，此时HX的电离平衡常数为Ka==10-5 mol·L-1，HX是弱酸，滴定HX溶液至a点时，若pH>7，c(OH-)>c(H+)，X-部分水解，c(Na+)>c(X-)，溶液中c(Na+)>c(X-)>c(OH-)>c(H+)，C正确； Fe(OH)2+2HX　　Fe2++2X-+2H2O，反应的平衡常数K=× == mol·L-1=103 mol·L-1，同理，Cu(OH)2+ 2HX　　Cu2++2X-+2H2O，反应的平衡常数K'== mol· L-1=10-1.6 mol·L-1，Fe(OH)2固体易溶解于HX溶液，而Cu(OH)2难溶于HX溶液，D错误。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 设饱和Mg(OH)2溶液的物质的量浓度为c mol·L-1，则c平(Mg2+)·(OH-) =4c3 mol3·L-3=3.2×10-11 mol3·L-3，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，溶剂的质量约为100 g，所以其溶解度约为1.16×10-3 g。 11.已知25 ℃时，Ksp[Mg(OH)2]=3.2×10-11 mol3·L-3，Ksp[Cu(OH)2]=2.2× 10-20 mol3·L-3。 (1)25 ℃时，Mg(OH)2的溶解度为　　 　　。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 1.16×10-3 g 如果溶液Q≥Ksp[Mg(OH)2]就能产生沉淀，c(OH-)≥= mol·L-1=4×10-5 mol·L-1。 (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　　 　　。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 4×10-5 mol·L-1 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。 (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，=　　　　 。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Cu(OH)2 1.45×109 Ksp[Cu(OH)2]=c平(Cu2+)·(OH-)=2.2×10-20 mol3·L-3，反应Cu2++2H2O　　Cu(OH)2+2H+的平衡常数Kh==== mol·L-1≈4.5×10-9 mol·L-1。 (4)Cu2+的水解平衡常数为　　　 　　　。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 4.5×10-9 mol·L-1 (5)25 ℃，已知0.05 mol·L-1 NaA溶液pH=8，则HA的Ka=_______________ (近似值)。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 5×10-4 mol·L-1 A-+H2O　　HA+OH-，25 ℃时，pH=8，则c平(HA)=c平(OH-)=10-6 mol·L-1， HA的Ka=≈ mol·L-1=5×10-4 mol·L-1。 (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=1.7×10-5 mol·L-1，=　　。  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：1.7×10-5===。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 12.三氯氧磷(POCl3)广泛用于农药、医药等化工生产中。工业制备三氯氧磷的过程中会产生副产品亚磷酸(H3PO3)。请回答下列问题： (1)三氯氧磷可由三氯化磷、水、氯气在加热条件下反应生成，反应的化 学方程式为　　 　　　　　。  (2)已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，则Na2HPO3溶液中，各离子浓度的大小关系为　　　　　　　 。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 PCl3+Cl2+H2O　　 POCl3+2HCl c(Na+)>c(HP)>c(OH-)>c(H2P)>c(H+) 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，则Na2HPO3是亚磷酸的正盐，HP分步发生水解反应：HP+H2O　　H2P+OH-、H2P+H2O　　H3PO3+ OH-，水解的程度较小，且Na2HPO3溶液呈碱性，故各离子浓度的大小关系为c(Na+)>c(HP)>c(OH-)>c(H2P)>c(H+)。 (3)常温下，将NaOH溶液滴加到亚磷酸(H3PO3)溶液中，混合溶液的pH与lg M[M代表的是或]的关系如图所示。 表示lg 的是直线　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)， 亚磷酸(H3PO3)的Ka1=　　 　，反应 HP+H2O　H2P+OH-的平衡常数为　　 　　。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Ⅰ 1.0×10-1.4 mol·L-1 1.0×10-7.5 mol·L-1 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 H3PO3的Ka1=，Ka2=，Ka1>Ka2，c(H+)相同时，>，即lg >lg ，则直线Ⅰ表示 lg ，直线Ⅱ表示lg 。由图可知，lg =1时，pH= 2.4，即=10时，溶液中c(H+)=10-2.4 mol·L-1，亚磷酸(H3PO3)的Ka1= =10×10-2.4 mol·L-1=10-1.4 mol·L-1。图中lg =-1时， 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 pH=5.5，即=0.1时，c(H+)=10-5.5 mol·L-1，反应HP+H2O　　H2P+OH-的平衡常数K==10×10-14+5.5 mol·L-1=10-7.5 mol·L-1。 Ca3(PO4)2的溶度积常数Ksp[Ca3(PO4)2]=(Ca2+)·(P)，废水中c(Ca2+) =5×10-6 mol·L-1，则有2×10-29=(5×10-6)3×c2(P)，则c(P)=4× 10-7 mol·L-1。 (4)工业上生产三氯氧磷的同时会产生含磷废水(主要成分为H3PO4、H3PO3)。向废水中先加入适量漂白粉，再加入生石灰调节pH，将磷元素转化为磷酸钙沉淀并回收。若处理后的废水中c(Ca2+)=5×10-6 mol·L-1，则溶液中c(P)=　 　 mol·L-1｛已知Ksp[Ca3(PO4)2]=2×10-29 mol5·L-5｝。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 4×10-7 返回 本课结束 第 3 章 　 第 3 节 $