(人教版)2020高考总复习 化学：核心素养提升29 四大平衡常数
高中化学平衡重点知识复习
高中化学平衡重点知识复习化学平衡是高中化学课程中的重要部分，是理解化学反应过程和掌握化学方程式平衡的核心内容之一。
在学习化学平衡知识时，有一些重点内容需要特别关注和复习，以确保对这一部分知识点的掌握。
本篇文章将针对高中化学平衡的重点知识进行复习总结和讲解。
一、化学平衡的定义化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物的浓度达到一定比例关系，反应速率相等，系统呈现动态平衡的状态。
在化学平衡时，反应物会不断被消耗，生成物不断生成，但总物质的量保持不变。
二、平衡常数平衡常数K是用来描述在特定温度下，反应物与生成物的浓度之比的关系，用数值来表示平衡状态的稳定程度。
对于一般的反应aA + bB ⇌ cC + dD，其平衡常数的表达式为K = [C]c[D]d / [A]a[B]b，其中括号内的字母表示各物质的摩尔浓度。
三、影响平衡位置的因素1. 温度：温度的升高会使化学平衡朝向吸热反应的方向移动，也就是方程式的右侧，反之则向左侧移动。
2. 压力：对固态和液态反应体系而言，增加压力会使平衡位置移向物质较少的一侧；而对气态反应体系而言，增加压力会使平衡位置移向气体分子数较少的一侧。
3. 浓度改变：当向不活动方向加入反应物或生成物浓度时，平衡位置会移向反应物或生成物的方向。
四、平衡常数和反应商的关系反应商Q是用来描述反应物与生成物浓度之比的量，在平衡状态下，Q值等于平衡常数K。
若Q<K，则说明生成物浓度较低，系统朝向生成物的方向移动以达到平衡；若Q=K，则系统处于平衡状态；若Q>K，则说明生成物浓度较高，系统朝向反应物的方向移动以达到平衡。
五、Le Chatelier原理Le Chatelier原理是指当外界对处于平衡状态的系统施加影响时，系统会通过反应方式减小这种影响，使平衡得以保持或者移向新的平衡状态。
Le Chatelier原理包括温度、压力、浓度等对平衡位置的影响，通过调整这些因素可以控制反应的方向和速率。
高考化学二轮复习四大平衡常数课堂
K=
cp cm
(C。) ?cq (D)
(A) ?cn (B)
(2)影响K的外界因素:温度。若升温K增大(或减小),则正反应吸热(或放
热)。
(3)方程式书写形式对化学平衡常数的影响:①同一反应,正反应与逆反 应的化学平衡常数的乘积等于1,即K(正)·K(逆)=1。②对于同一反应,若
方程式中的化学计量数均扩大n倍或缩小为 1 ,则新平衡常数K'与原平
1.一定温度下,将2 mol NO、1 mol CO充入1 L固定容积的密闭容器中 发生反应:2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g) ΔH<0。反应过程中部 分物质的浓度变化如图所示。下列有关说法中错误的是 ( )
A.15 min时再向容器中充入CO、N2各0.6 mol,平衡不移动 B.反应进行到8 min时,CO2的生成速率小于CO的消耗速率 C.当生成NO与生成CO2的速率相等时表明反应达到平衡状态 D.若容器的压强保持不变,表明反应已达到平衡状态
子数目发生变化的反应,故当压强不变时,表明反应达到了平衡状态,D
项不符合题意。
2.在一定温度下,向2 L密闭容器中充入3 mol CO2和2 mol H2,发生反应: CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)。
(1)已知温度为T时,该反应的平衡常数K1=0.25,则该温度下反应 CO(g)+
答案 B 由图像知,15 min时反应达到平衡状态,K= 00..62,2?加?01入..4622一 定量的CO、N2后,Qc= 10..282,?求?01.得.4622K=Qc,故体系仍处于平衡状态,A项 不符合题意;当生成NO与生成CO2的速率相等时,表明正反应速率与逆
平衡常数
高考热点—四大平衡常数自从新课程引人平衡常数以后，化学平衡常数、电离平衡常数、溶度积常数以及水的离子积常数等四大平衡常数就成为高考的热点，倍受命题者的青睐.一、化学平衡常数1.概念:对于一定温度下的可逆反应，无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，生成物浓度的幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数即该反应的化学平衡常数.用符号K表示. 2.书写: (l)同一化学反应，可以用不同的化学反应式来表示，每个化学方程式都有自己的平衡常数关系式及相应的平衡常数. (2)稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中. (3)非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，此时水的浓度不可视为常数，必须表示在平衡关系式中. (的若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于分步平衡常数之乘积(商). 3.注意点(l)化学平衡常数K只与温度有关;固体或纯液体的浓度看作“1”，不代人公式. (2)化学平衡常数表示可逆反应进行的程度.K值越大，表示反应进行得越完全;K值越小，表示反应进行得越不完全. (3)反应的平衡常数是指某一指定的反应，若反应方向改变，则K改变.若反...... (专题8·化学平衡常数解题策略化学平衡常数与化学平衡及其影响因素的关系是高考命题的趋势之一。
化学平衡常数的引入，对判断化学平衡移动方向带来了科学的依据。
平衡常数是表征反应限度的一个确定的定量关系，是反应限度的最根本的表现。
平衡常数的使用，从定量的角度解决了平衡的移动。
一、化学平衡常数在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始，无论反应混合物的起始浓度是多少，当反应达到平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，反应混合物中各组成成分的含量保持不变，即各物质的浓度保持不变。
生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比是常数，这个常数叫化学平衡常数，用K表示。
化学平衡常数的计算公式为：对于可逆反应：mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）二、化学平衡常数意义1、化学平衡常数K表示可逆反应进行的程度。
高三化学【四大平衡常数及转化率】
高三化学四大平衡常数及转化率一、电离平衡常数(K a、K b)二、水解平衡常数(K h)【习题】1、(1)常温下，将a mol·L－1CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数K a＝________。
(2)在一定条件下，可用甲醇与CO反应生成醋酸消除CO污染。
常温下，将a mol·L－1的CH3COOH与b mol·L－1Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数K a＝________(用含a和b的代数式表示)。
2、(1)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数K b＝1.8×10－5mol·L－1，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。
(已知 5.56≈2.36)(2)常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)。
试计算溶液中c SO2－3c HSO－3＝________。
(常温下H2SO3的电离平衡常数K a1＝1.0×10－2，K a2＝6.0×10－8)3、已知：25℃时某些弱酸的电离平衡常数。
下面图像表示常温下稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时、溶液pH随加水量的变化，下列说法正确的是（）CH3COOH HClO H2CO3K a=1.8×10-3Ka=3.0×10-8K a1=4.1×10-7 K a2=5.6×10-11A. 相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是c(Na+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B. 向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-C. 图像中a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度D. 图像中a、c两点处的溶液中相等(HR代表CH3COOH或HClO)三、水的离子积常数1、题型特点常考点:(1)计算温度高于室温时的K W;(2)利用K W的大小比较温度的高低;(3)利用K W=c(H+)·c(OH-)进行c(H+)与c(OH-)的相互换算;(4)溶液pH、水电离的c(H+)或c(OH-)的计算。
高中化学四大平衡常数
（2013上海）部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸HCOOH、HCN、H2CO3电离平衡常数(25℃) Ki=1.77×10-4 Ki=4.9×10-10 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11 下列选项错误的是 A．2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO32B．2HCOOH+CO3-2-→2HCOO-+H2O+CO2↑ C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗 NaOH的量前者小于后者 D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中 所含离子总数前者小于后者
c(CH3COOH。 )
Fe3+(aq)+ 3OH-(aq),
3+ 3 溶度积常数 Ksp = c(Fe )• c (OH )
。
注意：固体（S），纯液体（l）的浓度一般情况
下都看作是一个常数
2、平衡常数的意义： (1)平衡常数K的大小能说明反应进行的程度 （也叫反应的限度）。
K值越大，表明反应进行得越 完全 ； K值越小，表示反应进行得越 不完全 。
QC ＜K ，V正 ＞ V逆，反应向 正方向 进行
QC ＝K ，V正＝ V逆，反应向 平衡 进行 QC ＞K ，V正 ＜ V逆，反应处于 逆方向 状态
二、常考的题型 1、化学平衡常数
①直接利用表达式求K ②利用K来求转化率 ③利用Qc与K的关系来判断反应进行的方向 ④利用K与温度的变化规律来判断△H ⑤利用方程式之间的转化关系求K的变化关系
2、电离平衡常数
①直接求电离平衡常数 ②利用电离平衡常数比较酸碱性的强弱，从而判 断一些相关的方程式的正确与否
已知HClO:Ka=3.0 × 10-8 ， H2CO3 :Ka1=4.3 × 10-7 ，Ka2 =5.6 × 10-11 ,写出往NaClO 溶液中通入少量CO2 时的化学反应方程 式： _________________________________。
2020高考化学冲刺核心素养专题 四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)的综合应用含解析
核心素养微专题四大平衡常数(K a、K h、K w、K sp)的综合应用1.四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数Kw任意水溶液温度升高,Kw增大Kw=c(OH-)·c(H+)电离常数酸K a弱酸溶液升温,K值增大HA H++A-,电离常数K a= 碱K b弱碱溶液BOH B++OH-,电离常数K b=盐的水解常数Kh盐溶液升温,K h值增大A-+H2OOH-+HA,水解常数K h=溶度积常数Ksp难溶电解质溶液升温,大多数K sp值增大M m A n的饱和溶液:K sp=c m(M n+)·c n(A m-)2.四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向Qc与K的关系平衡移动方向溶解平衡Qc>K逆向沉淀生成Qc=K不移动饱和溶液Qc<K正向不饱和溶液(2)常数间的关系。
①K h=②K h=(3)判断离子浓度比值的大小变化。
如将NH3·H2O溶液加水稀释,c(OH-)减小,由于电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。
(4)利用四大平衡常数进行有关计算。
【典例】(2019·武汉模拟)(1)用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定体积均为20.00 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。
①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②V1和V2的关系:V1________V2(填“>”“=”或“<”)。
(2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为________。
(用含a的代数式表示)。
【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ;②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以。
(完整版)2020创新设计一轮复习化学_人教版核心素养提升29四大平衡常数
素养说明：化学学科核心素养要求考生：“认识化学变化有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析化学反应，运用化学反应原理解决实际问题。
”平衡常数是定量研究可逆过程平衡移动的重要手段，有关各平衡常数的应用和求算是高考常考知识点，在理解上一定抓住，各平衡常数都只与电解质本身和温度有关，而与浓度、压强等外界条件无关。
1.四大平衡常数对比电离常数(K a、K b)水的离子积常数(K w) 难溶电解质的溶度积常数(K sp)盐类的水解常数(K h)概念在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一个常数在一定温度下，当盐类水解反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的盐类水解平衡常数表达式(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数K a＝c（H＋）·c（A－）c（HA）(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c（B＋）·c（OH －）c（BOH）K w＝c(OH－)·c(H＋)M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)以NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋为例影响因素只与温度有关，升高温度，K值增大只与温度有关，升高温度，K w增大只与难溶电解质的性质和温度有关盐的水解程度随温度的升高而增大，K h随温度的升高而增大2.“四大常数”间的两大等式关系(1)K W、K a(K b)、K sp、K h之间的关系①一元弱酸强碱盐：K h＝K W/K a；②一元弱碱强酸盐：K h＝K W/K b；③多元弱碱强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。
四大平衡常数的相互关系及判定
高中化学四大平衡常数的相互关系及判定杨小过电解质溶液中的电离常数、水的离子积常数、水解常数及溶度积常数是在化学平衡常数基础上的延深和拓展，它是定量研究平衡移动的重要手段。
在复习时就要以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒定律为计算依据，以各平衡常数之间的联系为突破口，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认识结构体系.1.四大平衡常数的比较HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－) c(HA)BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)M A的饱和溶液：K2．四大平衡常数间的关系(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。
(2)NH4Cl、NH3·H2O溶液中，K b、K h、K W的关系是K W＝K b·K h。
(3)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系是K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·cn(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n⎝⎛⎭⎫K W10－pH n＋1。
3．四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动方向(2)如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH －)减小，由于电离常数为c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )，此值不变，故c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )的值增大。
(3)利用K sp 计算沉淀转化时的平衡常数 如：AgCl ＋I－AgI ＋Cl －[已知：K sp (AgCl)＝1.8×10－10、K sp (AgI)＝8.5×10－17]反应的平衡常数K ＝c (Cl －)c (I －)＝c (Ag ＋)·c (Cl －)c (Ag ＋)·c (I －)＝K sp (AgCl )K sp (AgI )＝1.8×10－108.5×10－17≈2.12×106。
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素养说明：化学学科核心素养要求考生：“认识化学变化有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析化学反应，运用化学反应原理解决实际问题。
”平衡常数是定量研究可逆过程平衡移动的重要手段，有关各平衡常数的应用和求算是高考常考知识点，在理解上一定抓住，各平衡常数都只与电解质本身和温度有关，而与浓度、压强等外界条件无关。
1.四大平衡常数对比电离常数(K a、K b)水的离子积常数(K w) 难溶电解质的溶度积常数(K sp)盐类的水解常数(K h)概念在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一个常数在一定温度下，当盐类水解反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的盐类水解平衡常数表达式(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数K a＝c（H＋）·c（A－）c（HA）(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）K w＝c(OH－)·c(H＋)M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)以NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋为例影响因素只与温度有关，升高温度，K值增大只与温度有关，升高温度，K w增大只与难溶电解质的性质和温度有关盐的水解程度随温度的升高而增大，K h随温度的升高而增大2.“四大常数”间的两大等式关系(1)K W、K a(K b)、K sp、K h之间的关系①一元弱酸强碱盐：K h＝K W/K a；②一元弱碱强酸盐：K h＝K W/K b；③多元弱碱强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。
将(K W)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝(K W)3/K sp。
(2)M(OH)n悬浊液中K sp、K w、pH间关系，M(OH)n(s)M n＋(aq)＋n OH－(aq)K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c（OH－）n·cn(OH－)＝c n＋1（OH－）n＝1n(K w10－pH)n＋1。
[题型专练]1.(2018·银川模拟)下列有关说法中正确的是()A.某温度时的混合溶液中c(H＋)＝K w mol·L－1，说明该溶液呈中性(K w为该温度时水的离子积常数)B.由水电离出的c (H ＋)＝10－12mol·L －1的溶液中：Na ＋、Ba 2＋、HCO －3、Cl －可以大量共存C.已知K sp (AgCl)＝1.56×10－10，K sp (Ag 2CrO 4)＝9.0×10－12，向含有Cl －、CrO 2－4且浓度均为0.010 mol·L －1溶液中逐滴加入0.010 mol ·L －1的AgNO 3溶液时，CrO 2－4先产生沉淀D.常温下pH ＝7的CH 3COOH 和NaOH 混合溶液中，c (Na ＋)>c (CH 3COO －) 解析 该混合溶液中c (H ＋)＝K W mol·L －1，可得c 2(H ＋)＝K W ＝c (H ＋)·c (OH －)， c (H ＋)＝c (OH －)，则溶液呈中性，A 正确；由水电离出的c (H ＋)＝10－12mol·L －1的溶液中，存在大量H ＋或OH －，HCO －3在溶液中一定不能大量共存，B 错误；析出沉淀时，AgCl 溶液中c (Ag ＋)＝K sp （AgCl ）c （Cl －）＝1.56×10－100.01mol·L －1＝1.56×10－8mol·L －1，Ag 2CrO 4溶液中c (Ag ＋)＝K sp （Ag 2CrO 4）c （CrO 2－4）＝9.0×10－120.01mol·L－1＝3×10－5mol·L －1，所需c (Ag ＋)越小，则先生成沉淀，两种阴离子产生沉淀的先后顺序为Cl －、CrO 2－4，即Cl －先产生沉淀，C 错误；D.常温下pH ＝7的CH 3COOH 和NaOH 混合溶液中，c (H ＋)＝c (OH －)，根据电荷守恒可知：c (Na ＋)＝ c (CH 3COO －)，D 错误。
答案 A2.室温下，H 2SO 3的电离平衡常数K a1＝1.0×10－2、K a2＝1.0×10－7。
(1)该温度下NaHSO 3的水解平衡常数K h ＝________，NaHSO 3溶液的pH________(填“＞”、“＜”或“＝”)7；若向NaHSO 3溶液中加入少量I 2，则溶液中c （H 2SO 3）c （HSO －3）将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)0.1 mol/L Na 2SO 3溶液的pH ＝________，从平衡移动的角度解释SO 2－3的K h1＞K h2。
________________________________________________________________。
解析 (1)K a1＝c （HSO －3）·c （H ＋）c （H 2SO 3），由HSO －3＋H 2O H 2SO 3＋OH －，K h＝c（H2SO3）·c（OH－）c（HSO－3）＝c（H2SO3）·c（OH－）·c（H＋）c（HSO－3）·c（H＋）＝K wK a1＝1.0×10－12＜K a2，这说明HSO－3的电离能力强于水解能力，故溶液显酸性，pH＜7；当加入少量I2时，＋4价的硫元素被氧化，溶液中有硫酸(强酸)生成，导致溶液的酸性增强，c(H＋)增大，c(OH－)减小，但因温度不变，故K h不变，则c（H2SO3）c（HSO－3）增大。
(2)同理可求出K h1＝K wK a2＝1.0×10－7，Na2SO3溶液的碱性主要由SO2－3的一级水解决定，设溶液中c(OH－)＝x mol/L，则c(HSO－3)≈x mol/L、c(SO2－3)＝0.1 mol/L－x mol/L≈0.1 mol/L，利用水解平衡常数易求出x＝1.0×10－4 mol/L，pH＝10。
一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用，导致二级水解程度降低。
答案(1)1.0×10－12＜增大(2)10一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用3.(2018·湖北联考)已知K、K a、K w、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、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。
(1)有关上述常数的说法正确的是________(双选；填选项字母)。
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K a大于在饱和CH3COONa溶液中的K ad.一定温度下，在CH3COONa溶液中，K w＝K a·K h(2)25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH＋4)＝c(Cl－)，则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K b＝________。
(3)25 ℃时，H2SO3HSO－3＋H＋的电离常数K a＝1×10－2mol·L－1，则该温度下pH＝3、c(HSO－3)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝________。
(4)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“＝”)。
(5)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的K sp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)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)根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH＋4)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH＋4)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。
K b＝c（NH＋4）·c（OH－）c（NH3·H2O）＝5×10－3×10－70.5a－5×10－3＝10－9 a－0.01。
(3)由K a＝c（H＋）·c（HSO－3）c（H2SO3），代入数据得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。
(4)根据方程式可得K＝c（CO2）c（CO）；设开始时c(CO)＝a mol·L－1，平衡时c(CO2)＝b mol·L－1，则ba－b＝0.25，得a＝5b，则平衡时CO的转化率为ba＝b5b×100%＝20%；Q c＝c（CO2）c（CO）＝0.20<0.25，故v正>v逆。
(5)K sp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)，Fe3＋完全沉淀时c3(OH－)＝8.0×10－3810－5，得c(OH－)＝2×10－11mol·L－1，pH＝3.3，Mg(OH)2开始沉淀时c2(OH－)＝1.0×10－110.1＝1.0×10－10，得c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，pH＝9，调节pH范围为[3.3，9)。