2020高考化学 冲刺核心素养微专题6 四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)的综合应用练习(含解析)
课件新高考增分小专题《四大平衡常数(KaKhKwKsp)的综合应用》
B．由点(5，6)可知，此时pH＝5，pOH＝9，则Ksp[Al(OH)3]＝c(Al3+)×c3(OH－)
＝10-6×10-9×3＝10-33，pH＝4时Al(OH)3的溶解度为
=10-3mol·L-1，故B
错误；
C．由图可知，当铁离子完全沉淀时，铝离子尚未开始沉淀，可通过调节溶液
pH的方法分步沉淀Al3+和Fe3+，故C正确；
D．由图可知，Al3+沉淀完全时，pH约为4.7，Cu2+刚要开始沉淀，此时c(Cu2+)
＝0.1mol·L-1，若c(Cu2+)＝0.2mol·L-1>0.1mol·L-1，则Al3+、Cu2+会同时沉淀，
故D错误；
2. (2023年全国乙卷)一定温度下，AgCl和Ag2CrO4的沉淀溶解平衡曲线如图所 示。
c(Hg2+)c2(I－)
解析：由题干反应方程式 HgI2(aq) Hg2+＋2I－可知，K1＝ c(HgI2) ，则有 c(Hg2+)
K1 c(HgI2) ＝ c2 (I－) ，则有
lgc(Hg2+)＝lgK1＋lgc(HgI2)－2lgc(I－)，同理可得：lgc(HgI+)＝
lgK2＋lgc(HgI2)－lgc(I－)，lgc(HgI－ 3 )＝lgK3＋lgc(HgI2)＋lgc(I－)， lgc(HgI24-)＝lgK4
3．(2023 年湖北卷)H2L 为某邻苯二酚类配体，其 pKa1＝7.46，pKa2＝12.4。常温
下构建 Fe(Ⅲ)－H2L 溶液体系，其中 c0(Fe3+)＝2.0×10-4mol·L-1，c0(H2L)＝
5.0×10-3mol·L-1。体系中含 Fe 物种的组分分布系数 δ 与 pH 的关系如图所示，分 c(x)
高考化学选择题突破第6题 (A)电解质溶液中微粒变化图像题
②由图形交点计算平衡常数 示例：常温下，向某浓度的草酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的 KOH 溶液， 所得溶液中 H2C2O4、HC2O4－、C2O24－三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液 pH 的关系 如图所示
3.平衡常数的定量分析 (1)平衡常数之间的关系 已知：常温下，H2S 的电离常数为 Ka1、Ka2，Cu(OH)2、CuS、Ag2S 的溶度积常 数分别为 Ksp、Ksp′、Ksp″ ①水解常数与电离常数、离子积之间的关系 常温下的 Na2S 溶液中：S2－的水解常数 Kh1＝Kw/Ka2，HS－的水解常数 Kh2＝Kw/Ka1 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＝K2w/Ksp
3.(2019·课标全国Ⅱ，12)绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉 煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料，其在水中的沉淀溶解平衡曲线如 图所示。下列说法错误的是( )
A.图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度 B.图中各点对应的Ksp的关系为：Ksp(m)＝Ksp(n)＜Ksp(p) ＜Ksp(q) C.向m点的溶液中加入少量Na2S固体，溶液组成由m沿mpn线向p方向移动 D.温度降低时，q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动
下列叙述正确的是( ) A.曲线①代表δ(H2A)，曲线②代表δ(HA－) B.H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L－1 C.HA－的电离常数Ka＝1.0×10－2 D.滴定终点时，溶液中c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)
解析 由题图可知加入 40 mL NaOH 溶液时达到滴定终点，又 H2A 为二元酸，则 H2A 溶液的浓度为 0.100 0 mol·L－1，由题图可知，没有加入 NaOH 溶液时，H2A 溶 液的 pH 约为 1.0，分析可知 H2A 第一步完全电离，曲线①代表 δ(HA－)，曲线②代 表 δ(A2－)，A 项错误，B 项错误；由图可知，当 V＝25 mL 时，①曲线和②曲线相交， 此时 c(HA－)＝c(A2－)，由③曲线可知，此时 pH＝2.0，HA－的电离常数为 Ka＝ c（Ac2（－）HA·c（－）H＋）＝c(H＋)＝1.0×10－2，C 项正确；滴定终点时溶液中存在的离子有 Na＋、H＋、A2－、HA－、OH－，根据电荷守恒有 c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋ c(OH－)，此时 c(H＋)<c(OH－)，则 c(Na＋)>2c(A2－)＋c(HA－)，D 项错误。 答案 C
6大平衡常数
6大平衡常数
6大平衡常数指的是在化学反应中常用的六个平衡常数，分别是酸解离常数（Ka）、碱解离常数（Kb）、水的离子积常数（Kw）、配位
化学中的形成常数（Kf）、反应物与产物浓度的比值（Kc）和气相反
应中压强的比值（Kp）。
1. 酸解离常数（Ka）：指的是酸在水中分解时产生带正电荷的离
子和水解产物的比值。
Ka越大，说明酸的离解越强，pKa值越小。
2. 碱解离常数（Kb）：指的是碱在水中分解时产生带负电荷的离
子和水解产物的比值。
Kb越大，说明碱的离解越强，pKb值越小。
3. 水的离子积常数（Kw）：指的是水分解为氢离子和氢氧离子的
反应常数。
Kw表征了水的弱酸性和弱碱性，其值随温度的变化而变化。
4. 配位化学中的形成常数（Kf）：指的是配位反应中配体与中心
离子形成配合物的反应常数。
Kf越大，说明配位反应越容易发生，配
合物越稳定。
5. 反应物与产物浓度的比值（Kc）：指的是反应物和产物的浓度
比值，可以表征一个化学反应的平衡状况。
6. 气相反应中压强的比值（Kp）：指的是气相反应中各组分的分
压比值，可以表征一个气相反应的平衡状况。
Kp与Kc之间存在一定的关系，因为气体分子的压强和浓度有一定的比例关系。
专题讲座 电解质溶液中的四大平衡常数
Qc(MgF2)大于Ksp(MgF2)，就有沉淀生成。
答案：B
8．工业废水中常含有一定量的Cr2O
2－ 7
和CrO
2－ 4
，它们会对人类及
生态系统产生很大损害，必须进行处理。常用的处理方法是还原沉淀
24－①―H转―＋→化Cr2O27－②―F还 ―e2→＋原Cr3＋③―O―沉H→淀－ Cr(OH)3↓
A．25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的 c(Mg2＋)大
B．25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入少量的NH4Cl固体， c(Mg2＋)增大
C．25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比 在20 mL 0.01 mol·L－1 NH4Cl溶液中的Ksp小
的pH应调至________。
解析：(1)pH＝2说明溶液显酸性，平衡向正反应方向移动，
Cr2O27－的浓度会增大，所以溶液显橙色。 (2)在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率和逆反应速率相
等，反应物的浓度与生成物的浓度不再改变时，该可逆反应就到达化学
平衡状态，因此选项a不正确；在任何情况下
Cr2O
(1)该温度(t ℃)下水的离子积常数Kw＝________。 (2)在该温度(t ℃)下，将100 mL 0.1 mol·L－1的稀硫酸与100 mL 0.4 mol·L－1的氢氧化钾溶液混合后，溶液的pH＝________。
解析：(1)可根据题目提供的相关数据得 Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－(a＋b)＝1.0×10－12。 (2)100 mL 0.1 mol·L－1稀硫酸中所含的n(H2SO4)＝0.01 mol,100 mL 0.4 mol·L－1氢氧化钾溶液所含的n(KOH)＝0.04 mol，所以混合后 的溶液中氢氧化钾过量0.02 mol。可得溶液中的c(OH－)＝0.1 mol·L－1， 利用Kw＝1.0×10－12可计算c(H＋)＝1.0×10－11 mol·L－1，即溶液的pH ＝11。 答案：(1)1.0×10－12 (2)11 归纳点评
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。
2020高考化学冲刺核心素养微专题： 6 四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)的综合应用
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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K h盐溶液升温,K h值增大A-+H2OOH-+HA,水解常数K h=溶度积常数K sp难溶电解质溶液升温,大多数K spM m A n的饱和溶液:K sp=c m(M n+)·值增大c n(A m-)2.四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向Q c与K的关系平衡移动方向溶解平衡Q c>K逆向沉淀生成Q c=K不移动饱和溶液Q c<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-1NaOH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)。
高考化学专项突破(六) 四大平衡常数及其应用
1 x 2x
1mol
25.0%,正确;C项,因为是恒压体系,T ℃时,CO2、CO的体积分数均为50%,故
充入等体积的CO2和CO,平衡不移动,错误;D项,Kp=
p2 (CO)=
p(CO2 )
( p总 96%)2 p总 4%
=23.04p总,错误。
1.随着科学技术的发展和环保要求的不断提高,CO2的捕集利用技术成 为研究的重点。
KOH溶液,所得溶液中H2C2O4、HC2 O4 、C2 O24 三种微粒的物质的量分 数(δ)与溶液pH的关系如图所示,下列说法不正确的是 ( )
A.pH=1.2的溶液中:c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(H2C2O4)
B.pH=2.7的溶液中:
c2 (HC2O4 ) c(H2C2O4 ) c(C2O42
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 12 CO
(g)+ 12 H2O(g) 12 CO2(g)+ 12 H2(g)的平衡常数K2=
(2)
cd 2 ab4
=
xy 2 mn4
解析 (1)H2的体积分数随温度的升高而增加,这说明升高温度平衡向
逆反应方向移动,即正反应是放热反应。升高温度正、逆反应速率均增
大,平衡常数减小,反应物的转化率减小。
(2)相同温度时平衡常数不变,则a、b、c、d与m、n、x、y之间的关系
式为 cd 2 = xy2 。 ab4 mn4
c(HSO3 )
高中化学微课 电解质溶液中的四大平衡常数优秀课件
2.磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3 mol·L－1，Ka2＝6.2×10－8 mol·L－1，Ka3＝4.5×10－13 mol·L－1，答复以下问题：
(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的 pH由小到大的顺序是________(填序号)。
Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)
＝c（OnH－）·cn(OH－) ＝cn＋1（nOH－） ＝n1(10K－wpH)n＋1
3.四大平衡常数的应用
1
2
判断平衡 移动方向
判断离子浓 度的大小及 比值变化
3
判断反应 放热还是吸热
4
与平衡常数有关的计算。计算时先写出方程式，再写出平衡常 数表达式，然后找出相关物理量进行计算。
3.平衡常数K值的大小能反映过程进行的程度；
4.记住常温下水的离子积常数Kw=1.0×10-14 。
。
2.四大平衡常数之间的联系
(1)KW、Ka(Kb)、Kh
之间的关系
①一元弱酸强碱盐：
Kh＝KW/Ka
②一元弱碱强酸盐：
Kh＝KW/Kb
(2)M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间关系， M(OH)n(s) Mn＋(aq)＋nOH－(aq)
Na2HPO4 溶液显碱性。 3. 5
课后反响练习
1. 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。有关上述常数的说法正确的选 项是________(双选)。 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
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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K h盐溶液
升温,K h
值增大
A-+H2O
OH-+HA,水解常数K h=
溶度
积常数K sp
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
Q c与K的关系平衡移动方向溶解平衡
Q c>K逆向沉淀生成
Q c=K不移动饱和溶液
Q c<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V1<V2;
(2)反应平衡时溶液中c(Na+)=c(CH3COO-),依据溶液中电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+
c(CH3COO-),反应后的溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1;假设醋酸和氢氧化钠体积为1 L,得到n(Na+)=0.01 mol,n(CH3COOH)=a mol,反应后溶液中醋酸的电离常数
K===。
答案:(1)①Ⅰ②< (2)
1.(电离常数)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K9×10-79×10-610-2
A.三种酸的强弱关系:HX>HY>HZ
B.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 HX溶液的电离常数
【解析】选B。
表中电离常数大小关系:10-2>9×10-6>9×10-7,所以酸性排序为HZ>HY>HX,可见A、C错。
电离常数只与温度有关,与浓度无关,D不正确。
2.(水的离子积常数)水的电离平衡曲线如图所示,下列说法不正确的是( )
A.图中五点K w间的关系:B>C>A=D=E
B.若从A点到D点,可采用在水中加入少量酸的方法
C.若从A点到C点,可采用温度不变时在水中加入适量NH4Cl固体的方法
D.若处在B点时,将pH=2的硫酸与pH=10的KOH等体积混合后,溶液显中性
【解析】选C。
水的离子积常数只是温度的函数,温度越高离子积常数越大,温度不变则离子积常数不变;A点到D点氢离子浓度增大,可采用加入酸的方法;从A点到C点水的离子积常数增大,只能采用升高温度的方法;处在B点时水的离子积常数为10-12,pH=2的硫酸溶液c(H+)=10-2 mol·L-1,pH=10的KOH溶液c(OH-)=
10-2 mol·L-1,等体积混合恰好完全反应同时生成强酸强碱盐硫酸钾,因此混合液显中性。
3.(溶度积常数)Cu(OH)2在水中存在着如下沉淀溶解平衡:Cu(OH)2(s)Cu2+(aq)+2OH-(aq),在常温下,K sp=2×10-20。
某CuSO4溶液中,c(Cu2+)=0.02 mol·L-1,在常温下如果要生成Cu(OH)2沉淀,需要向CuSO4溶液中加入碱溶液来调整pH,使溶液的pH大于( )
A.2
B.3
C.4
D.5
【解析】选D。
Cu(OH)2(s)Cu2+(aq)+2OH-(aq),其中K sp=c(Cu2+)·c2(OH-),要使Cu(OH)2沉淀需达到其K sp,故c(OH-)>= mol·L-1,故c(OH-)>1×10-9 mol·L-1,
则c(H+)<1×10-5 mol·L-1,因此pH应大于5。
【加固训练】
1.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】选C。
平衡常数的大小与温度有关,与浓度、压强、催化剂无关,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。
2.草酸即乙二酸,是一种有机二元酸,在工业上有重要的作用。
草酸在100 ℃开始升华,157 ℃时大量升华,并开始分解。
电离方程式电离常数
K1=5.4×10-2
H2C2O4H++HC2
K2=5.4×10-5
HC2H++C2
NH3·H2O N+OH-K=1.8×10-5
(1)(NH4)2C2O4溶液的pH____ 7(填“>”“<”或“=”)。
(2)用惰性电极电解饱和草酸溶液可制得乙醛酸(OHC—COOH)。
阴极的电极反应式为_______________________________________________ 。
(3)草酸钠是一种重要的还原剂。
合成草酸钠的操作如下:
草酸草酸钠晶体
①75%酒精的作用是________________________________ 。
②当草酸与碳酸钠的物质的量按2∶1充分混合后,溶液中pH<7。
请将该溶液中离子浓度按由大到小的顺序排列________________________________。
(4)已知某温度下CaC2O4的K sp为2.5×10-9。
将0.02 mol·L-1澄清石灰水和0.01 mol·L-1H2C2O4溶液等体积混合,所得溶液中C2的物质的量浓度为________ 。
【解析】(1)由题给表格可知,H2C2O4、HC2、NH3·H2O的电离常数大小为H2C2O4>HC2>NH3·H2O,故草酸铵溶液显酸性。
(2)阴极得电子发生还原反应:2H++HOOC—COOH+2e-HOOC—CHO+H2O。
(3)①加入酒精是为了降低草酸钠的溶解度,便于晶体析出。
②二者反应后溶质为草酸氢钠,因为溶液显酸性,所以HC2的电离程度大于其水解程度,则离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(HC2)>c(H+)>c(C2) >c(OH-)。
(4)混合后所得溶液中c(Ca2+) =0.005 mol·L-1,K sp(CaC2O4)=c(Ca2+)·c(C2)=2.5×10-9,则
c(C2)= mol·L-1=5×10-7 mol·L-1。
答案:(1)<
(2)2H++HOOC—COOH+2e-HOOC—CHO+H2O
(3)①降低草酸钠的溶解度,便于晶体析出
②c(Na+)>c(HC2)>c(H+)>c(C2) >c(OH-)
(4)5×10-7 mol·L-1。