考前化学专题突破训练(四) 水溶液中的四大常数及其应用
高三化学苏教一轮复习：专题突破训练 水溶液中的四大常数及其应用 含答案
专题突破训练(四) 水溶液中的四大常数及其应用1．25 ℃时，用水稀释0.1 mol·L －1 的氨水，溶液中随着水量的增加而减小的是( )①c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O ) ②c (NH 3·H 2O )c (OH －)③c (H ＋)·c (OH －) ④c (OH －)c (H ＋)A ．①②B ．③C ．③④D ．②④ D 在氨水中存在NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －的平衡，加水稀释时平衡右移，NH 3·H 2O 的物质的量减小，NH ＋4和OH －的物质的量增大，但浓度均减小，由于温度一定，水的离子积K w 和电离常数K b 不变，故可借助K b ＝c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )，K w ＝c (H ＋)·c (OH －)判断出②④正确。
]2．(2017·廊坊模拟)水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是( )【导学号：37742245】A ．图中四点K w 间的关系：A ＝D<C<BB ．若从A 点到C 点，可采用：温度不变在水中加少量NaOH 固体C ．若从A 点到D 点，可采用：温度不变在水中加少量酸D ．若处在B 点所在的温度，将pH ＝2的硫酸与pH ＝10的NaOH 的两种溶液等体积混合后，溶液显中性B 温度越高，K w 越大，A 正确；K w 只与温度有关，只有升高温度才能从A点到C点，B错误；温度不变在水中加少量酸，可以使氢离子浓度升高，氢氧根离子浓度降低，C正确；100 ℃时，水的离子积常数为1.0×10－12，pH＝2的硫酸与pH＝10的NaOH溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度相等，等体积混合后溶液显中性，D正确。
]3．(2017·临沂模拟)相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是()酸HX HY HZ 电离常数K a9×10－79×10－610－2B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生C．相同温度下，0.1 mol·L－1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大D．相同温度下，1 mol·L－1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L－1 HXB A项，K a越大，酸越强，故HZ>HY>HX；C项，酸越弱，相应的盐水解程度越大，碱性越强，pH越大；D项，K a只与温度有关，与浓度无关。
第7章高考专题讲座水溶液中四大常数及应用课件高考化学一轮复习
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环节1 课前自主复习 环节2 高考热点突破 环节3 新情境专项练 课时质量评价
3．已知 K、Ka、Kw、Kh、Ksp 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。
丈夫志不大，何以佐乾坤。
壮天志才与 是毅由力于是对事事业业(的的1双热)翼爱有。感而关发展上起来的述，简常直可数以说天的才。说法正确的是________(填标号)。 a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度 第7章 物质在水溶液中的行为
难溶电解质的溶度积常数 (Ksp)
表 达 MmAn 的饱和溶液： 式 Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
盐类的水解常数(Kh)
以 NH＋ 4 ＋H2O NH3·H2O ＋H＋为例 Kh＝cH＋c·cNNHH＋ 43·H2O
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环节1 课前自主复习 环节2 高考热点突破 环节3 新情境专项练 课时质量评价
在一定条件下达到电离平衡时，弱 穷人的孩子早当家。
一个人如果胸无大志，既使再有壮丽的举动也称不上是伟人。
人不可以有傲气，但不可以无傲骨
电解质电离形成的各种离子的浓 海纳百川有容乃大壁立千仞无欲则刚
人惟患无志，有志无有不成者。
定 人生不得行胸怀，虽寿百岁犹为无也。
人生各有志。
一定温度下，水或稀的
度的乘积与溶液中未电离的分子 立志是事业的大门，工作是登门入室的旅程。
天才是由于对事业的热爱感而发展起来的，简直可以说天才。
水溶液中 c(OH－)与
义 人生不得行胸怀，虽寿百岁犹为无也。
的浓度之比是一个常数，这个常数 c(H＋)的乘积
称为电离常数
高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用2025年高考化学一轮复习
高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用要点归纳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K w任意水溶液温度升高K w增大K w＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp难溶电解质溶液升温，大多数K sp增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)提醒：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溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp可能变大，也可能变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a(或K b)、K h均变大。
2．四大平衡常数的关系(1)一元弱酸一元强碱盐：K h＝K w/K a。
(2)多元弱酸一元强碱盐(如Na2CO3)：K h1＝K w/K a2K h2＝K w/K a1。
(3)一元强酸一元弱碱盐：K h＝K w/K b。
(4)多元弱碱一元强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。
将K3w＝c3(H＋)·c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝K3w/K sp。
3．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向(2)如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为c(NH＋4)·c(OH－) c(NH3·H2O)，此值不变，故c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大。
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。
2021高考化学二轮复习《水溶液中四大平衡常数的计算》
Ksp(BaMoO4)=4.0×10-8,Ksp(BaSO4)=1.1×10-10]。
【解析】当BaMoO4即将开始沉淀时,溶液中c(Ba2+)=
Ksp (BaMoO4 )
c(MoO
2 4
)
4.0 108 0.4
10-8)
【解析】常温下,向1 mol·L-1 Na2TeO3溶液中滴加盐酸,则Ka1×Ka2=
当溶液pH=5时,
c TeO32 = cH2TeO3
Ka1 Ka2 c2 H
= 1103 2 108
(1105 )2
=0.2。
c2
H c TeO32
cH2TeO3
,
答案:0.2
2.(2020·渭南模拟)已知碳酸锂Ksp=8.6×10-4,向浓度为0.2 mol·L-1的硫酸 锂溶液中加入等体积的碳酸钠溶液产生沉淀,则所加碳酸钠溶液的最低浓度为
2.水解常数与溶度积、离子积之间的关系
常温下的CuCl2溶液中:Cu2+的水解常数Kh=
K
2 w
/Ksp。
3.平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系
(1)反应CuS(s)+2Ag+(aq) (2)反应CuS(s)+2H+(aq) 4.判断溶液的酸碱性
Cu2+(aq)+Ag2S(s)的平衡常数K=Ksp′/Ksp″。 Cu2+(aq)+H2S(aq)的平衡常数K=Ksp′/(Ka1·Ka2)。
________。
【解析】加入等体积的碳酸钠溶液,则溶液浓度变为原来的1/2,Ksp=c2(Li+)
第54讲 水溶液中四大平衡常数的综合应用
2.四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动的方向
Q与Ksp的关系 平衡移动方向
结论
Q＞Ksp Q＝Ksp Q＜Ksp
__逆__向___ _不__移__动__ _正__向___
溶液过饱和，有_沉__淀__析出 溶液饱和，处于_平__衡__状态 溶液_未__饱__和___，无沉淀析出
(2)常数间的关系
√A.0.010 0 mol·L－1 Na2C2O4 溶液中满足：cC2O24－c＋Nac＋HC2O－4 >2 √B.实验 2 滴加盐酸过程中存在某一点满足：c(Na＋)＝c(HC2O－4 )＋2c(C2O24－)＋c(Cl－)
C.实验 3 所得上层清液中 c(C2O24－)＝2.5×10－7 mol·L－1[已知室温时 Ksp(CaC2O4)＝
2.5×10－9]
D.实验 4 发生反应的离子方程式为 C2O24－＋4MnO－4 ＋12H＋===2CO2↑＋4Mn2＋＋6H2O
0.010 0 mol·L－1 Na2C2O4 溶液中满足元素质量守恒：c(Na＋)＝2[c(C2O24－)＋c(HC2O－4 ) ＋c(H2C2O4)]，则cC2O24－c＋Nac＋HC2O－4 ＞2，A 项正确； 实验 2 中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HC2O－ 4 )＋2c(C2O24－)＋c(Cl－)＋c(OH－)，
或“逆向”)移动，所滴加氨水的浓度__2_0_0_b__ mol·L－1(NH3·H2O的电离平衡常数取
Kb＝2×10－5)。
NO2 可用氨水吸收生成 NH4NO3，25 ℃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 守恒计算可知，c(NH＋ 4 )＝c(NO－ 3 )，NH3·H2O 的电离平衡常数 Kb＝2×10－5，设混 合后溶液体积为 1 L，c(NH＋ 4 )＝c(NO－ 3 )＝a mol·L－1； 根据一水合氨电离平衡得到：NH3·H2O NH＋4 ＋OH－，平衡常数 K＝ccNNHH＋4 3··cHO2OH－ ＝bcaN×H13·0H－72O＝2×10－5，计算得到 c(NH3·H2O)＝20a0b mol·L－1。
2021高三化学人教版：水溶液中的四大常数及其应用含答案
[核心整合归纳]1．“四大常数”比较表达式 电离常数(K a 或K b )(1)弱酸HA 的K a ＝错误! (2)弱碱BOH 的K b ＝错误! 水的离子积(K w )K w ＝c (OH －)·c (H ＋) 溶度积(K sp ) M m A n 的饱和溶液的K sp ＝c m (M n ＋)·c n (A m －)水解常数(K h )以NH ＋4＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋为例 K h ＝错误!2．“四大常数”之间的四种换算关系(1)K a (或K b )与K w 、K h 的关系①一元弱酸或弱碱的K a 或K b 与弱酸根或弱碱离子的K h 关系K a ＝Kw Kh或K b ＝Kw Kh。
②二元弱酸的K a1、K a2与相应酸根的水解常数K h1、K h2的关系K a1＝Kw Kh2、K a2＝Kw Kh1。
(2)多元难溶弱碱阳离子的水解常数K h 与弱碱的K sp 的关系、(以Fe 3＋为例) Fe 3＋(aq)＋3H 2O(l) Fe(OH)3(s)＋3H ＋(aq)K h ＝错误!＝错误!＝错误!。
(3)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 －)＝错误!·c n (OH －)＝错误!＝1n ⎝ ⎛⎭⎪⎫Kw 10－pH n ＋1。
(4)沉淀转化常数K 与K sp 的关系、如3Mg(OH)2(s)＋2Fe 3＋(aq) 2Fe(OH)3(s)＋3Mg 2＋的K ＝错误!。
[试题分类探究]K a (或K b )、K h 、K w 的有关计算和应用[命题角度]1．求算K a (或K b )、K h 、K w 。
2．利用K a (或K b )、K h 计算离子浓度和pH 。
3．利用K a 和K h 的大小判断溶液的酸碱性。
高考化学复习四大平衡常数的综合应用
SO23－＋H2O HSO－ 3 ＋OH－
Kh＝c（HScO（－ 3 ）SO·c23－（）OH－）＝KKaw2＝6.01×0－1104 －8
所以cc（（HSSOO32－－3））＝
10－5 10－14
＝60。
6.0×10－8
(3)①Kh(CN－)＝1.61×10－5，由此可求出 Ka(HCN)＝6.2×10－10， 故 CN－的水解能力强于 HCN 的电离能力，由于盐与酸的总浓度 相等，故 CN－水解产生的 c(OH－)大于 HCN 电离生成的 c(H＋)， 混合溶液显碱性，c(CN－)<c(HCN)。②当溶液显中性时，由电荷 守恒得 c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得 c(HCN)＝c(K＋)－ c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol·L－1，由 CN－＋H2O HCN＋OH－得 Kh＝c（OHc（－）C·Nc（－）HCN）＝1.00×.3110－－70×.50c.5c＝1.61×10－5，解得 c＝0.616 2。 答案：(1)2.36×10－5 (2)向右 60
四大平衡常数之间的关系(实例) 已知：H2S 的电离常数为 Ka1、Ka2；CdS 的溶度积常数为 Ksp。 ①常温下，Na2S 溶液中，S2－的水解常数为 Kh1，HS－的水解常 数为 Kh2，则 Kh1＝Kw/Ka2，Kh2＝Kw/Ka1； ②反应 CdS(s)＋2H＋(aq) Cd2＋(ad)＋H2S(aq)的平衡常数为 K，则 K＝Ksp/(Ka1·Ka2)。
平衡关系式(实例) 及平衡常数表 符号 适用体系
达式
CH3COO－＋H2O
盐的水解 平衡常数
Kh
弱离子的 盐溶液
CH3COOH＋OH－ Kh＝c（CHc3（COCOHH3C）O·Oc（－）OH－）
高中化学复习专题：四大平衡常数的重要应用
专题讲座四大平衡常数的重要应用四大平衡常数是指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常数及难溶电解质的溶度积常数,这部分知识为新课标的热考内容,在高考题中出现频繁.该类试题常与生产、生活、环境及新技术的应用相联系,信息量大,思维容量高.侧重考查考生阅读相关材料,把握和提炼关键信息或数形结合等综合分析能力,数据处理及计算能力、知识的迁移应用能力.项目化学平衡常数(K) 电离平衡常数(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)概念在一定温度下,当一个可逆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化学平衡常数.在一定条件下弱电解质达到电离平衡时,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的乘积之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数.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常数.表达对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－,电K W＝c(OHM m A n的饱和溶式p C(g)＋q D(g),在一定温度下达到平衡时：K＝c p（C）·c q（D）c m（A）·c n（B）.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）.－)·c(H＋)液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)影响因素只与温度有关只与温度有关,升温,K值增大只与温度有关,温度升高,K W增大只与难溶电解质的性质和温度有关一、化学平衡常数4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c (H ＋)或c (OH－)的计算.对策 K W 只与温度有关,升高温度,K W 增大；在稀溶液中,c (H＋)·c (OH －)＝K W ,其中c (H ＋)、c (OH －)是溶液中的H ＋、OH －浓度；水电离出的H ＋数目与OH －数目相等.四、难溶电解质的溶度积常数常考题型 1.溶解度与K sp 的相关转化与比较；2.沉淀先后的计算与判断；3.沉淀转化相关计算；4.金属沉淀完全的pH 及沉淀分离的相关计算；5.与其他平衡(如氧化还原平衡、配位平衡)综合的计算；6.数形结合的相关计算等.对策 应用K sp 数值大小比较物质的溶解度大小时,一定是在组成上属于同一类型的难溶电解质才能进行比较,否则,不能比较；在判断沉淀的生成或转化时,把离子浓度数值代入K sp 表达式,若数值大于K sp ,沉淀可生成或转化为相应难溶物质；利用K sp 可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数.【例1】 利用“化学蒸气转移法”制备TaS 2晶体,发生反应：TaS 2(s)＋2I 2(g)TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0.该反应的平衡常数表达式K ＝________________,若K ＝1,向某恒容容器中加入1 mol I 2(g)和足量TaS 2(s),试求I 2(g)的平衡转化率(列式计算).解析：平衡常数表达式为K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）,设容器体积为1 L ,生成TaI 4的物质的量为x ,则TaS 2(s)＋2I 2(g) TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0起始（mol·L －1）1 0 0 变化（mol·L －1）2x x x 平衡（mol·L －1）1－2x x x K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）＝x 2（1－2x ）2＝1,x ＝13,I 2的转化率为13×2÷1×100%≈66.7%.答案：c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）见解析 【例2】 已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,现向10 mL 浓度为0.1 mol·L －1的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中( )A ．水的电离程度始终增大B.c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）先增大再减小 C ．c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和始终保持不变D ．当加入氨水的体积为10 mL 时,c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)解析：酸碱均抑制水的电离,向CH 3COOH 溶液中滴加氨水,水的电离程度先增大,当恰好完全反应后,再滴加氨水,水的电离程度减小,A 错误；因为氨水的电离常数K b ＝c （OH －）·c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝c （H ＋）·c （OH －）·c （NH ＋4）c （H ＋）·c （NH 3·H 2O ）,所以c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝K b ·c （H ＋）K W ,因为温度不变K b 、K W 不变,随氨水的加入c (H ＋)减小,c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）不断减小,B 错误；加入氨水,体积变大,c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和变小,C 错误；当加入氨水的体积为10 mL 时,氨水与CH 3COOH 恰好反应,CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,故CH 3COO －和NH＋4的水解程度相同,溶液呈中性,由电荷守恒可得c(NH＋4)＝c(CH3COO－),D 正确.答案：D【例3】下图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系,下列判断错误的是()A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝K WB．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C．图中T1＜T2D．XZ线上任意点均有pH＝7解析：水的离子积常数表达式为：K W＝c(H＋)·c(OH－),适用于水及稀的水溶液,A项正确；观察题中图示,XZ线表示溶液呈中性,c(H＋)＝c(OH－),M区域溶液呈碱性,c(OH－)>c(H＋),B项正确；H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq)ΔH>0,升高温度平衡正向移动,图中Z点K W＝10－6.5×10－6.5＝10－13大于X点的K W＝10－7×10－7＝10－14,所以T2>T1,C项正确；XZ线上任意点表示溶液呈中性,由于各点温度不同,但pH不一定为7,D项错误.答案：D【例4】(2016·常州模拟)已知25 ℃时,K a(HF)＝6.0×10－4,K sp(MgF2)＝5.0×10－11.现向1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1 MgCl2溶液.下列说法中正确的是()A．25 ℃时,0.1 mol·L－1溶液中pH＝1B．0.2 mol·L－1 MgCl2溶液中离子浓度关系为2c(Mg2＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)C．2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq),该反应的平衡常数K＝1.2×107D．该反应体系中有MgF2沉淀生成解析：A项,HF是弱酸,25 ℃时,0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＞1,错误；B 项,MgCl2属于强酸弱碱盐,离子浓度关系为2c(Mg2＋)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－),错误,C项,2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq),该反应的平衡常数K＝K2a（HF）K sp（MgF2）＝7.2×103,错误；D项,该反应体系中c(Mg2＋)·c2(F－)＞K sp(MgF2),有MgF2沉淀生成,正确.答案：D1．化学平衡常数(K)、弱酸的电离平衡常数(K a)、难溶物的溶度积常数(K sp)是判断物质性质或变化的重要的平衡常数.下列关于这些常数的说法中,正确的是()A．平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关B．当温度升高时,弱酸的电离平衡常数K a变小C．K sp(AgCl) > K sp(AgI),由此可以判断AgCl(s) ＋I－(aq)===AgI(s)＋Cl－(aq)能够发生D．K a(HCN) < K a(CH3COOH) ,说明物质的量浓度相同时,氢氰酸的酸性比醋酸强解析：平衡常数的大小与温度有关,A不正确；电离是吸热的,加热促进电离,电离常数增大,B不正确；酸的电离常数越大,酸性越强,D不正确.答案：C2．已知常温下反应,①NH3＋H＋NH＋4(平衡常数为K1),②Ag＋(aq)＋Cl－(aq)AgCl(s)(平衡常数为K2),③Ag＋＋2NH3[Ag(NH3)2]＋(平衡常数为K3).①、②、③的平衡常数关系为K1>K3>K2,据此所做的以下推测合理的是() A．氯化银不溶于氨水B．银氨溶液中加入少量氯化钠有白色沉淀C．银氨溶液中加入盐酸有白色沉淀D．银氨溶液可在酸性条件下稳定存在解析：因为K3>K2,所以Ag＋与NH3的络合能力大于Ag＋与Cl－之间的沉淀能力,AgCl溶于氨水,A、B错误；由于K1>K3,所以在Ag(NH3)＋2Ag＋＋2NH3中加入HCl,有H＋＋NH3NH＋4,致使平衡右移,c(Ag＋)增大,Ag＋＋Cl－===AgCl↓,D错误,C正确.答案：C3．T℃时,将6 mol A和8 mol B充入2 L密闭容器中,发生反应：A(g)＋3B(g)C(g)＋D(g),容器中B的物质的量随时间变化如图中实线所示.图中虚线表示仅改变某一反应条件时,H2的物质的量随时间的变化.下列说法正确的是()A．从反应开始至a点时A的反应速率为1 mol·L－1·min－1B．若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温,则该反应的ΔH＞0C．曲线Ⅱ对应的条件改变是增大压强D．T℃时,该反应的化学平衡常数为0.125解析：由图象可知,反应开始至a点时v(B)＝1 mol·L－1·min－1,则v(A)＝1 3mol·L－1·min－1,A项错误；曲线Ⅰ相对于实线先达到平衡,但B的转化率减小,则该反应ΔH＜0,B项错误；曲线Ⅱ相对于实线先达到平衡,B的转化率增大.若增大压强,平衡右移,B的转化率增大,C项正确；根据b点的数据计算可知：T℃时,该反应的化学平衡常数为0.5,D项错误.答案：C4．部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOH HCN H2CO3A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO2－3B．2HCOOH＋CO2－3===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解析：根据电离平衡常数,HCN的电离程度介于H2CO3的一级电离和二级电离之间,因此A中反应错误,应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO－3.HCOOH 的电离程度大于H2CO3的一级电离,因此B正确.等pH的HCOOH和HCN,HCN 溶液的浓度大,中和等体积、等pH的HCOOH和HCN,后者消耗NaOH的量大,C正确.在HCOONa和NaCN中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－),c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－).等浓度的HCOONa和NaCN溶液,NaCN水解程度大,溶液中OH－浓度大,H＋浓度小.根据电荷守恒,两溶液中离子总浓度为2[c(Na＋)＋c(H＋)],而Na＋浓度相同,H＋浓度后者小,因此等体积、等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者,D正确.答案：A5．已知：25 ℃时,K sp(MgCO3)＝6.8×10－6,K sp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11,下列说法正确的是()A．25 ℃时,饱和MgCO3溶液与饱和Mg(OH)2溶液相比,前者c(Mg2＋)小B．25 ℃时,在MgCO3的悬浊液中加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)增大C．25 ℃时,MgCO3固体在0.01 mol·L－1醋酸溶液中的K sp比在0.01 mol·L－1醋酸钠溶液中的K sp小D．25 ℃时,在Mg(OH)2悬浊液中加入Na2CO3溶液后,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3解析：K sp小的对应离子浓度小,A错误；MgCO3悬浊液是过饱和了,加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)不变,B错误；K sp只受温度影响,温度不变K sp不变,C错误,根据K sp,Mg(OH)2比MgCO3更难溶,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3,D正确.答案：D6．运用化学反应原理研究卤族元素的性质具有重要意义.(1)下列关于氯水的叙述正确的是________(填写符号).a．氯水中存在两种电离平衡b．向氯水中通入SO2,其漂白性增强c．向氯水中通入氯气,c（H＋）c（ClO－）减小d．加水稀释氯水,溶液中的所有离子浓度均减小e．加水稀释氯水,水的电离平衡向正反应方向移动f．向氯水中加入少量固体NaOH,可能有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)(2)常温下,已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数：写出84______________________________________________________.(3)电解饱和食盐水可得到溶质为M的碱溶液,常温下将浓度为c1的M溶液与0.1 mol·L－1的一元酸HA等体积混合,所得溶液pH＝7,则c1____0.1 mol·L－1(填“≥”“＝”或“≤”),溶液中离子浓度的大小关系为________________________________.若将上述“0.1 mol·L－1的一元酸HA”改为“pH＝1的一元酸HA”,所得溶液pH仍为7,则c1________0.1 mol·L－1.(4)牙釉质对牙齿起着保护作用,其主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH],研究证实氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]比它更能抵抗酸的侵蚀,故含氟牙膏已使全世界千百万人较少龋齿,请写出羟基磷灰石的溶度积常数表达式K sp ＝__________________________,氟离子与之反应转化的离子方程式为_____________________________________________________.解析：(1)氯水中存在次氯酸的电离和水的电离两种平衡；向氯水中通入SO 2,二者反应生成硫酸和盐酸,其漂白性减弱；当氯水饱和时再通氯气,c （H ＋）c （ClO －）不变,若氯水不饱和再通氯气,酸性增强会抑制次氯酸的电离,故比值增大；加水稀释氯水,溶液中的OH －浓度增大；加水稀释氯水,酸性减弱,对水的电离抑制作用减弱,故水的电离平衡向正反应方向移动；向氯水中加入少量固体NaOH ,当溶液呈中性时,根据电荷守恒可推导出：c (Na ＋)＝c (Cl －)＋c (ClO －).(2)由于次氯酸的酸性介于碳酸的两级电离常数之间,因此84消毒液露置在空气中与二氧化碳反应只能生成碳酸氢钠.(3)当HA 为强酸时二者浓度相等,为弱酸时由于生成的盐因水解显碱性,则酸要稍过量.离子浓度大小比较时可根据电荷守衡进行推导.(4)沉淀转化的实质是由难溶的物质转化为更难溶的物质.答案：(1)aef (2)ClO －＋CO 2＋H 2O===HClO ＋HCO －3 2HClO=====光照2H ＋＋2Cl －＋O 2↑(3)≤ c (Na ＋)＝c (A －)>c (OH －)＝c (H ＋) ≥(4)c 5(Ca 2＋)·c 3(PO 3－4)·c (OH －) Ca 5(PO 4)3OH ＋F －===Ca 5(PO 4)3F ＋OH －7．弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡.Ⅰ.已知H 2A 在水中存在以下平衡：H 2AH ＋＋HA －,HA －H ＋＋A 2－.(1)相同浓度下,NaHA 溶液的pH________(填“大于”“小于”或“等于”)Na 2A 溶液的pH.(2)某温度下,若向0.1 mol·L －1的NaHA 溶液中逐滴滴加0.1 mol·L －1 KOH 溶液至溶液呈中性.此时该混合溶液中下列关系中,一定正确的是________.a ．c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14b ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)c ．c (Na ＋)＞c (K ＋)d ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝0.05 mol·L －1(3)已知常温下H 2A 的钙盐(CaA)饱和溶液中存在以下平衡： CaA(s)Ca 2＋(aq)＋A 2－(aq) ΔH ＞0.①降低温度时,K sp ________(填“增大”“减小”或“不变”).②滴加少量浓盐酸,c (Ca 2＋)________(填“增大”“减小”或“不变”).Ⅱ.含有Cr 2O 2－7的废水毒性较大,某工厂废水中含5.00×10－3 mol ·L－1的Cr 2O 2－7.为使废水能达标排放,做如下处理：Cr 2O 2－7――→绿矾H ＋Cr 3＋、Fe 3＋――→石灰水Cr(OH)3、Fe(OH)3(1)该废水中加入绿矾(FeSO 4·7H 2O)和稀硫酸,发生反应的离子方程式为______________________________________________________________________.(2)欲使10 L 该废水中的Cr 2O 2－7完全转化为Cr 3＋,理论上需要加入________gFeSO 4·7H 2O.(3)若处理后的废水中残留的c (Fe 3＋)＝2×10－13 mol ·L －1,试求残留的Cr 3＋的浓度(已知：K sp [Fe(OH)3]＝4.0×10－38,K sp [Cr(OH)3]＝6.0×10－31).解析：Ⅰ.(1)由“越弱越水解”可知,酸性H 2A>HA －,则NaHA 溶液的碱性弱于Na 2A 溶液.(2)温度不确定,所以c (H ＋)·c (OH －)不一定为1×10－14；由电荷守恒可知中,c (H ＋)＋c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)＋c (OH －),由于溶液呈中性,则c (H ＋)＝c (OH －),c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－).若两溶液的体积相同,则是最终溶液为Na2A,呈碱性,所以KOH溶液的体积相对小,等浓度的情况下,必然c(Na＋)＞c(K＋),c(Na＋)＋c(K＋)也不可能等于0.05 mol·L－1.(3)CaA(s)Ca2＋(aq)＋A2－(aq)ΔH＞0,降低温度,平衡左移,K sp减小；滴加少量浓盐酸,A2－被消耗,平衡右移,c(Ca2＋)增大.Ⅱ.(1)酸性条件下,Cr2O2－7有强氧化性、Fe2＋有还原性,两者发生氧化还原反应方程式为Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O.(2)m(FeSO4·7H2O)＝n(Fe2＋)·M(FeSO4·7H2O)＝6n(Cr2O2－7)·M(FeSO4·7H2O)＝6×5×10－3 mol·L－1×10 L×278 g·mol－1＝83.4 g.(3)c(Fe3＋)＝2×10－3 mol·L－1K sp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝4.0×10－38则c3(OH－)＝2×10－25 mol·L－1又K sp[Cr(OH)3]＝c(Cr3＋)·c3(OH－)＝6.0×10－31解得：c(Cr3＋)＝3×10－6 mol·L－1.答案：Ⅰ.(1)小于(2)bc(3)①减小②增大Ⅱ.(1)Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O(2)83.4 g(3)3×10－6 mol·L－1(详情见解析)8．(2016·武汉模拟)已知K、K a、K b、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、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.(1)有关上述常数的说法正确的是________.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NH 3·H 2O 的电离平衡常数K b ＝________________.(3)25 ℃时,H 2SO 3HSO －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NaHSO 3溶液中c (H 2SO 3)＝________. (4)高炉炼铁中发生的反应有FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO 2(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 (CO 2)＝0.020 mol·L －1,c (CO)＝0.1 mol·L －1,则此时反应速率是v (正)________(填“>”“<”或“＝”)v (逆).(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FeCl 3、MgCl 2的混合溶液中加入碱液,要使Fe 3＋完全沉淀而Mg 2＋不沉淀,应该调节溶液pH 的范围是____________(已知lg2≈0.3).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,CH 3COOH 的电离平衡常数不变,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 （NH 3·H 2O ）＝12×0.01×10－7a 2－12×0.01＝10－9a －0.01. (3)由K a ＝c （H ＋）·c （HSO －3）c （H 2SO 3）,代入数据得c (H 2SO 3)＝0.01 mol·L －1. (4)根据方程式可得K ＝c （CO 2）c （CO ）；设开始时c (CO)＝x mol ·L －1,平衡时c (CO 2)＝y mol ·L －1,则y x －y＝0.25,得x ＝5y ,则平衡时CO 的转化率为y x ＝y 5y ＝20%；Q c ＝c （CO 2）c （CO ）＝0.020.1＝0.20<0.25,故v (正)>v (逆).(5)K sp [Fe(OH)3]＝c (Fe 3＋)·c 3(OH －),Fe 3＋完全沉淀时c 3(OH －)＝8×10－3810－5,得c (OH －)＝2.0×10－11mol ·L －1,pH ＝3.3,Mg(OH)2开始沉淀时c 2(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.答案：(1)ad (2)中 10－9a －0.01(3)0.01 mol·L －1(4)c （CO 2）c （CO ） 20%> (5)3.3～9。
高考专题讲座5 水溶液中的四大常数及其应用
专项突破 电解质溶液中的四大平衡常数[K a (K b )、K w 、K h 、K sp ]及其应用电解质溶液中的四大平衡常数是指弱电解质的电离平衡常数，水的离子积常数，水解平衡常数及难溶电解质的溶度积常数，这部分内容为新课标中的新增知识，在高考题中频繁现身，已成为新高考的热点内容。
一．“四大平衡常数”比较表达式电离常数(K a 或K b )(1)弱酸HA 的K a ＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )(2)弱碱BOH 的K b ＝c (B ＋)·c (OH －)c (BOH )水的离子积(K w )K w ＝c (OH －)·c (H ＋) 溶度积(K sp )M m A n 的饱和溶液的 K sp ＝c m (M n ＋)·c n (A m －) 水解常数(K h )以NH ＋4＋H 2ONH 3·H 2O ＋H ＋为例K h ＝c (H ＋)·c (NH 3·H 2O )c (NH ＋4)(1)K a (或K b )与K w 、K h 的关系①一元弱酸的K a 与弱酸根离子的K h 关系K a ＝K wK h例如：推导含HClO 、NaClO 的溶液中Ka 、K h 与Kw 的关系解析：由HClOH ＋＋ClO －得K a ＝c (H ＋)·c (ClO －)c (HClO )，由ClO －＋H 2OHClO ＋OH －得K h ＝c (HClO )·c (OH －)c (ClO －)，K a ·K h ＝c (H ＋)·c (ClO －)c (HClO )·c (HClO )·c (OH －)c (ClO －)。
＝c (H ＋)·c (OH －)＝K w同理，一元弱碱的K b 与弱碱离子的K h 关系K b ＝K wK h②二元弱酸的K a1、K a2与相应酸根的水解常数K h1、K h2的关系 K a1＝K w K h2，K a2＝K wK h1。
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25 ℃时，用水稀释0.1 mol·L的氨水，溶液中随着水量的增加而减小的是．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是【答案】D[A项中K sp[Mg(OH)2]＜K sp[MgCO3]，所以用NaOH溶液可使Mg2＋沉淀更完全；同理可知B 项正确；C项中pH＝8即c(OH－)＝1×10－6mol·L－1，当两种沉淀共存时，有＝，代入数据，则有上述结果，C项正确；D项可用下述反应实现：Ca(OH)2＋Na2CO3＝CaCO3↓＋2NaOH，D项错误。
]6．化工生产中常用MnS作沉淀剂除去工业废水中的Cu2＋：Cu2＋(aq)＋MnS(s) CuS(s)＋Mn2＋(aq)。
下列有关叙述中正确的是①MnS的K sp大于CuS的K sp②达到平衡时c(Mn2＋)＝c(Cu2＋)③向溶液中加入少量Na2S固体后，溶液中c(Cu2＋)、c(Mn2＋)保持不变④该反应的平衡常数K＝A．①④B．②③C．①②③D．②③④【答案】A[②中达到平衡＝；③中加S2－，c(Cu2＋)、c(Mn2＋)均减小，但不变。
]7．下图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝K w B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C．图中T1＜T2 D．XZ线上任意点均有pH＝7【答案】D[A.水电离出的c(H＋)与c(OH－)的乘积为一常数。
B.由图看出M区域内c(H＋)＜c(OH－)。
C.T2时c(H＋)·c(OH－)大于T1时c(H＋)·c(OH－)，因为水的电离过程是吸热的，温度越高，水的离子积越大，所以T2＞T1。
D.pH＝－lg c(H＋)，XZ线上任意点的c(H＋)＝c(OH－)，但pH不一定为7。
]8．25 ℃时，对于pH＝5的CH3COOH溶液，下列叙述正确的是A．该溶液中水电离的c(OH－)与pH＝5的NH4Cl溶液中水电离的c(OH－)相同B．1 mL该溶液稀释至10 mL后，pH变为6C．向该溶液中加入等体积、pH为9的氢氧化钠溶液，可恰好完全中和D．该溶液与锌反应过程中，pH逐渐增大【答案】D[CH3COOH抑制水的电离，而NH4Cl促进水的电离，A错误；随着溶液的稀释，CH3COOH 的电离平衡向着电离方向移动，因此溶液稀释10倍，pH变化小于1，B错误；CH3COOH是弱酸，加入的氢氧化钠只能中和部分的CH3COOH，C错误；随着反应的进行，虽然CH3COOH的电离平衡向右移动，但是H＋的浓度还是会逐渐减小，D正确。
]9．已知K sp(AgCl)＝1.8×10－10，K sp(AgI)＝1.0×10－16。
下列关于不溶物之间转化的说法中错误的是A．AgCl不溶于水，不能转化为AgIB．两种不溶物的K sp相差越大，不溶物就越容易转化为更难溶的不溶物C．AgI比AgCl更难溶于水，所以AgCl可以转化为AgID．常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，则NaI的浓度必须不低于×10－11 mol·L－1【答案】A[AgCl不溶于水，但是在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s) Cl－(aq)＋Ag＋(aq)，当向溶液中滴加含有I－溶液时，达到c(Ag＋)·c(I－)＞K sp(AgI)，就会产生AgI沉淀，沉淀由白色变为黄色，A错误；两种不溶物的K sp相差越大，当向其中加入另外一种物质时，溶液中离子浓度与加入的物质的微粒浓度乘积大于溶解度小的物质的溶度积常数，就越容易形成沉淀。
即不溶物就越容易转化为更难溶的不溶物，B正确；AgI比AgCl更难溶于水，所以根据化学平衡移动原理可知AgCl可以转化为AgI，C正确；常温下，AgCl若要在NaI溶液中开始转化为AgI，由于c(Ag＋)＝×10－5，则根据NaI离子积常数，可知要形成AgI 沉淀，c(Ag＋)·c(I－)＞K sp(AgI)＝1.0×10－16，所以c(I－)＞＝×10－11 mol·L－1，D正确。
]10．已知K sp(AgCl)＝1.8×10－10，K sp(AgI)＝1.5×10－16，K sp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12，则下列难溶盐的饱和溶液中，Ag＋浓度大小顺序正确的是A．AgCl＞AgI＞Ag2CrO4 B．AgCl＞Ag2CrO4＞AgIC．Ag2CrO4＞AgCl＞AgI D．Ag2CrO4＞AgI＞AgCl【答案】C[由K sp(AgCl)＝1.8×10－10可求出c(Ag＋)＝1.34×10－5mol·L－1；由K sp(AgI)＝1.5×10－16可求出c(Ag＋)＝1.22×10－8mol·L－1；由K sp(Ag2CrO4)＝2.0×10－12可求出c(Ag＋)＝1.59×10－4mol·L－1，所以c(Ag＋)大小顺序为Ag2CrO4＞AgCl＞AgI。
]忽略溶液体积的变化、H2S的挥发)。
＋c(HS－)＝__________________mol·L－1、0.10 mol·L－1H2S，当溶液pH＝________℃，两种酸的电离平衡常数如下表。
11Q c＝＝0.2＜0.25＝K，故正向进行，v(正)＞v(逆)。
（4）Fe3＋完全沉淀时，c3(OH－)×1.0×10－5＞8.0×10－38，c(OH－)＞(8.0×10－33)＝2×10－11，所以pH＞3.3Mg2＋不沉淀；c2(OH－)×0.1＜1×10－11，c(OH－)＜(1×10－10)＝1×10－5，所以pH＜9故pH范围为3.3～9。
【答案】（1）ad （2）中（3）20%＞（4）3.3≤pH＜913．硫酸工业中废渣称为硫酸渣，其成分为SiO2、Fe2O3、Al2O3、MgO。
某探究性学习小组的同学设计以下方案，进行硫酸渣中金属元素的提取实验。
已知：溶液pH＝3.7时，Fe3＋已经沉淀完全；一水合氨电离常数K b＝1.8×10－5mol·L－1，其饱和溶液中c(OH－)约为1×10－3 mol·L－1。
请回答下列问题：（1）写出A与氢氧化钠溶液反应的化学方程式：______________。
（2）上述流程中两次使用试剂①，推测试剂①应该是________ (填字母)。
A．氢氧化钠B．氧化铝C．氨水D．水（3）溶液D到固体E过程中需要控制溶液pH＝13，如果pH过小，可能导致的后果是________________ (任写一点)。
（4）H中溶质的化学式是_________________。
（5）计算溶液F中的c(Mg2＋)＝_________________________________(25 ℃时，氢氧化镁的K sp＝5.6×10－12)。
【解析】（1）固体A为SiO2，SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O。
（2）一水合氨饱和溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，达不到0.1 mol·L－1，所以应加NaOH溶液调节pH值。
（3）根据信息，调节pH＝3.7时，使Fe3＋沉淀完全，调节pH＝13时，使Mg2＋沉淀，使Al(OH)3溶解。
若pH过小，会造成Mg2＋沉淀不完全或Al(OH)3溶解不彻底。
（4）溶液F为NaAlO2溶液，通入足量CO2后，生成Al(OH)3沉淀和NaHCO3溶液。
（5）c(Mg2＋)＝mol·L－1＝5.6×10－10 mol·L－1。
【答案】（1）SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O （2）A （3）Mg2＋沉淀不完全或Al(OH)3溶解不完全等（4）NaHCO3（5）5.6×10－10 mol·L－1【巩固练习】1．25℃时，用浓度为0.1000 mol•L－1的NaOH溶液滴定20mL 浓度均为0.1000 mol•L－1的三种酸HX、HY、HZ，滴定曲线如图所示。
下列说法正确的是A．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：HZ＜HY＜HXB．根据滴定曲线，可得K a（HY）≈10－5C．将上述HX、HY溶液等体积混合后，用NaOH溶液滴定至HX恰好完全反应时：c(X－)＞c(Y－)＞c(OH－)＞c(H+)D．HY与HZ混合，达到平衡时：c(H＋)＝)()()(－Yc HYcHYK a＋c(Z－)＋c(OH－)2．下列叙述正确的是A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度B．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7C．25℃时，0.1mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱D．0.1 mol AgCl和0.1mol AgI混合后加入1L水中，所得溶液中c(Cl－)＝c(I－)3．H＋浓度相同的等体积的两份溶液A和B，A为盐酸，B为醋酸，分别和锌反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，且放出氢气的体积相等，则下列说法正确的是①反应所需要的时间B＞A ②开始反应时的速率A＞B ③参加反应的锌的物质的量A＝B ④反应过程的平均速率B＞A ⑤盐酸中有锌剩余⑥醋酸中有锌剩余A．③④⑤B．③④⑥C．②③⑤D．②③⑤⑥4．现有：①0.1 mol·L －1醋酸溶液，②0.1 mol·L －1盐酸，③pH ＝1的醋酸溶液。
分别加水稀释，使体积变为原来的10倍。
对于稀释前后溶液的有关说法错误的是[说明：pH ＝－lgc(H ＋)]A ．稀释前，溶液pH ：①＞②＝③B ．稀释后，溶液pH ：①＞②＝③C ．稀释前，溶液中溶质的物质的量浓度：③＞①＝②D ．稀释后，溶液中溶质的物质的量浓度：③＞①＝②5．pH ＝1的两种酸溶液A 、B 各1 mL ，分别加水稀释到1 000 mL ，其pH 与溶液体积的关系如图，下列说法正确的是①若a ＜4，则A 、B 都是弱酸 ②稀释后，A 酸溶液的酸性比B 酸溶液强③若a ＝4，则A 是强酸，B 是弱酸 ④A 、B 两种酸溶液的物质的量浓度一定相等A ．①④B ．②③C ．①③D ．②④c(CH 3COO 一)＞c(H 一)＞c(Na ＋)＞c(OH 一)B ．由水电离出的c(OH 一)：①＞③C ．③稀释到原来的100倍后，pH 与④相同D ．①与③混合，若溶液pH ＝7，则V(NaOH)＞V(CH 3COOH)7A ．2CN －+H 2O+CO 2→2HCN+CO 32－B ．2HCOOH+CO 32－→2HCOO －+H 2O+CO 2↑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大于后者8．常温下，浓度均为1.0 mol·L －1的NH 3·H 2O 和NH 4Cl 混合溶液10 mL ，测得其pH 为9.3。