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考点22 　溶液中的四大常数
1．水的离子积常数
(1)水的离子积常数的含义。
H2OH＋＋OH－，表达式：25 ℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－) ＝ 1.0×10－14。
(2)对KW的理解。
①KW适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)水溶液。
②恒温时，KW不变；升温时，电离程度增大(因为电离一般吸热)，KW增大。
2．电离平衡常数(Ka、Kb)
(1)电离平衡常数的含义。
如对于HAH＋＋A－，Ka＝；BOHB＋＋OH－，Kb＝。
(2)K值大小的意义。
相同温度下，K值越小表明电离程度越小，对应酸的酸性或碱的碱性越弱
(3)影响K值大小的外因。
同一电解质，K值只与温度有关，一般情况下，温度越高，K值越大；此外对于多元弱酸来说，其Ka1 Ka2 Ka3。
3．水解平衡常数(Kh)
(1)水解平衡常数的含义。
A－＋H2OHA＋OH－，达到平衡时有Kh＝＝。同理，强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电离平衡常数Kb的关系为Kh＝。
(2)影响Kh的因素。
Kh值的大小是由发生水解的离子的性质与温度共同决定的；温度一定时，离子水解能力越强，Kh值越大；温度升高时，Kh值增大；对于多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子来说，其Kh1 Kh2 Kh3。
4．溶度积常数(Ksp)
(1)溶度积常数Ksp的表达式。
对于组成为AmBn的电解质，饱和溶液中存在平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
(2)影响Ksp大小的因素。
对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；一般情况下，升高温度，Ksp增大。
(3)溶度积规则。
当Qc>Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；当Qc＝Ksp时，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；当Qc(4)Ksp与物质溶解度的关系。
①对于组成形式相同的物质来说，Ksp越小，物质越难溶解或溶解度越小；组成形式(AmBn)不同的物质，Ksp越小且m＋n越小的物质越难溶。
②Ksp的大小与沉淀转化的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化；对于组成形式(AmBn)不同的物质来说，一般情况下，Ksp较大且m＋n也较大的物质易转化为Ksp较小且m＋n也较小的物质。其他情况则需要通过计算才能确定。
5．KW、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系
(1)一元弱酸强碱盐溶液(如CH3COONa、CH3COOH)：Kh＝。
(2)一元弱碱强酸盐：Kh＝。
(3)多元弱碱强酸盐，如氯化铁。
Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)
Kh＝。
将(KW)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝。
(4)M(OH)n悬浊液中Ksp、KW、pH间关系。
M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq)
Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝。
1．警惕沉淀溶解平衡的“四大易误点”
(1)把沉淀溶解平衡误认为电离平衡。实际上如BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)是溶解平衡，因为BaSO4是强电解质，不存在电离平衡。
(2)误认为只要Ksp越大，其溶解度就会越大。Ksp还与难溶物化学式中的各离子配比有关，只有同类型的难溶物的Ksp大小才可用于比较其溶解度大小。
(3)一定温度下，误认为溶解度受溶液中相同离子浓度的影响而导致Ksp改变。实际上Ksp只受温度影响，温
度不变则Ksp不变，如Mg(OH)2在MgCl2溶液中的溶解度要小于在纯水中的溶解度，而Ksp[Mg(OH)2]不变。
(4)误认为Ksp小的不能转化为Ksp大的，只能实现Ksp大的向Ksp小的转化。实际上当两种难溶电解质的Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现难溶电解质由Ksp小的向Ksp大的转化。
2．易错提醒：
(1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。
(2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)??mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。
Ka(弱酸电离常数)、Kw(水的离子积常数)、Kh(水解常数)三者关系的应用
1．在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱 )浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
(1)强碱弱酸盐：如CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－
Kh＝
＝
＝＝
(2)强酸弱碱盐：如NH4Cl溶液：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
Kh＝
＝
＝＝
其中：Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。
2．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
3．水的离子积常数、电离常数、水解常数、溶度积常数是电解质溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。
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、K′sp、K″sp。
(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＝K/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)Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的平衡常数K＝K′sp/K″sp。
②反应CuS(s)＋2H＋(aq)Cu2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K＝K′sp/(Ka1·Ka2)。
(4)判断溶液的酸碱性
NaHS溶液显碱性，离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)，判断理由是HS－的水解常数(Kw/Ka1)大于其电离常数(Ka2)。
电离平衡常数的应用
4．根据酸碱的电离常数大小可进行以下判断：
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
(4)判断微粒浓度比值的变化
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如：0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
一、Ka(或Kb)、Kw、Kh的关系及应用
1．电离平衡常数和电离度(电离度是指已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比)均可衡量弱电解质的电离，下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数()和弱碱的电离平衡常数()，回答下列问题∶
弱酸或弱碱 HF
电离平衡常数
（1）的水溶液呈_______(填“酸性”、“中性”或“碱性”)，理由是_______。溶液中各离子浓度大小关系是________。
（2）的电离平衡常数表达式_______，现测得溶解了的某盐酸的pH=4，则该溶液中的电离度约为________。
（3）常温下，浓度相同的三种溶液NaF、、，pH由大到小的顺序是___________。
（4）将过量通入溶液中，反应的离子方程式为___________。
【答案】
（1） 中性 ，条件相同时，和的水解程度相同，故溶液呈中性
（2） 0.11%
（3）
（4）
【解析】
（1）
的水溶液中存在和的水解，由于，所以两个离子的水解程度相同，故溶液呈中性；溶液呈中性，则，水解程度相同则且远大于氢离子浓度，各离子浓度大小关系是；
（2）
的第一步电离方程式为：，电离平衡常数表达式；该溶液的，设c()=x mol/L，主要以第一步电离为主，则c(H+)= c(HS-)=10-4mol/L，平衡时c()=(x-10-4) mol/L≈x mol/L，则，解得x=，的电离度约为；
（3）
由表中数据可知，酸性为HF＞CH3COOH＞H2CO3＞HCO，酸性越弱，对应盐溶液的水解程度越大，则常温下浓度相同的三种溶液NaF、Na2CO3、CH3COONa，pH由大到小的顺序是Na2CO3 ＞CH3COONa＞NaF；
（4）
酸性∶，由强酸制弱酸的原理可知将过量H2S通入Na2CO3溶液，反应的离子方程式是。
2．按要求填空：
（1）为了证明醋酸是弱电解质，某同学分别取pH=3醋酸和盐酸各1mL，分别用蒸馏水稀释到100mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是___。
（2）已知室温时，0.1mol L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中c(H+)=__mol L-1。②HA的电离平衡常数K=___。
③由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的__倍。
（3）部分弱酸的电离平衡常数如表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25℃) K=1.77×10-4 K1=1.3×10-7K2=7.1×10-15 K1=4.4×10-7K2=4.7×10-11 K=3.0×10-8
按要求回答下列问题：
①HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为__。
②同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HCO、CO、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为__。
③运用上述电离常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式
ⅰ.Na2CO3溶液中通入过量H2S___。
ⅱ.过量CO2通入NaClO溶液中__。
（4）已知0.1mol·L-1的氢氟酸溶液中存在电离平衡：HFF-+H+，要使溶液中增大，可以采取的措施是__。
①加少量烧碱 ②通入少量HCl气体 ③通入少量HF气体 ④加水
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
【答案】
（1）盐酸稀释后的pH=5，而醋酸溶液稀释100倍后溶液的pH<5
（2） 110-4 110-7 1106
（3） HCOOH> H2CO3> H2S>HClO S2-> CO> ClO-> HS-> HCO> HCOO- CO+ H2S= HCO+ HS- ClO-+ CO2+H2O= HClO+HCO
（4）C
【解析】
（1）
为了证明醋酸是弱电解质，某同学分别取pH=3醋酸和盐酸各1mL，分别用蒸馏水稀释到100mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，根
据强酸稀释10n倍，pH变化n个单位，弱酸变化不到n个单位，因此判断的依据是盐酸稀释后的pH=5，而醋酸溶液稀释100倍后溶液的pH<5；故答案为：盐酸稀释后的pH=5，而醋酸溶液稀释100倍后溶液的pH<5。
（2）
已知室温时，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，
①HA只有0.1%电离，则0.1%的HA电离出的氢离子浓度c(H+)= 0.1 molL-10.1%=1
10-4 molL-1；故答案为： 110-4。
②HA的电离平衡常数；
③由HA电离出的c(H+)= 110-4 molL-1， c(OH-)=110-10 molL-1，水电离出的c(H+)= c(OH-)=110-10 molL-1，则HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的倍；故答案为： 1106。
（3）
①电离常数越大，酸性越强，根据表格中电离常数可知HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为HCOOH> H2CO3> H2S>HClO，故答案为：HCOOH> H2CO3> H2S>HClO；
②离子所对应的酸越弱，结合氢离子的能力越强，酸性由强到弱的顺序为HCOOH> H2CO3> H2S>HClO> HCO> HS-，同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HCO、CO、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为S2-> CO> ClO-> HS-> HCO> HCOO-；
③ⅰ.根据H2CO3> H2S> HCO> HS-，Na2CO3溶液中通入过量H2S，反应的离子方程式：CO+ H2S= HCO+ HS-；
ⅱ. 根据H2CO3>HClO> HCO，过量CO2通入NaClO溶液中，反应的离子方程式：ClO-+ CO2+H2O= HClO+HCO；
（4）
结合HF的电离常数Ka的表达式可知。
①NaOH能消耗溶液中H+，促进HF的电离，溶液中c(F-)增大，Ka不变，则减小；②通入少量HCl气体，溶液中c(H+ )增大，电离平衡逆向移动， 溶液中c(F-)减小， Ka不变，则增大；
③增大HF的浓度，HF的电离平衡正向移动，c(F -)增大，Ka不变，即减小；
④加水稀释，溶液中c(F-)减小，Ka不变，则增大；
结合上述分析可知C项正确。
二、Ka(或Kb)、Kh、Kw、Ksp的关系及应用
3．雌黄和雄黄都是自然界中常见的砷化物，早期都曾用作绘画颜料，因都有抗病毒疗效也用来入药。可转化为治疗白血病的亚砷酸()。
（1）向中滴加溶液反应，溶液中、、、的分布分数(平衡时某微粒的浓度占微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。
①溶液呈_______(填酸性、碱性或中性)。
②25℃时，的第一电离平衡常数的值为_______。
③人体血液的pH在7.35~7.45之间，用药后人体中含砷元素的主要微粒是_______。
④下列说法正确的是_______(填字母序号)。
a.M点对应的溶液中：
b.N点，
c.在溶液中，
d.时，溶液中：
⑤将溶液滴入亚砷酸溶液，当调至12.8时发生反应的离子方程式是__。
（2）P和As属于同主族元素，存在亚磷酸()，常温下，的溶液的，亚磷酸与足量的溶液反应生成。则的溶液中各离子浓度由大到小的顺序是_______。
（3）25℃，在的溶液中，通入气体或加入固体以调节溶液，溶液与c(S2-)关系如图(忽略溶液体积的变化、的挥发)。某溶液含、，当溶液_______时，开始沉淀[已知]。
【答案】
（1） 碱性 10-9 b
（2）c(Na+)＞c()＞c(OH-)＞c()＞c(H+)
（3）5
【分析】
向H3AsO3溶液中滴加NaOH溶液，随着pH的增大，H3AsO3逐渐减小，先增加后减少，M、N、O点所在曲线代表；先增加后减少，虚线所在曲线代表，最后逐渐增加，O、P点所在曲线代表；据此分析作答。
（1）
①NaH2AsO3溶液中既存在的水解平衡、又存在的电离平衡，溶液中含砷元素的微粒浓度最大的为，根据图像可知最大时溶液呈碱性；答案为：碱性。
②根据图可知M点H3AsO3和浓度相等，此时pH=9，溶液中c(H+)=10-9mol/L，H3AsO3的第一电离平衡常数Ka1==10-9；答案为：10-9。
③人体血液的pH在7.35~7.45之间，根据图可知pH在7.35~7.45之间时含砷元素的微粒浓度最大的为H3AsO3，即用药后人体中含砷元素的主要微粒是H3AsO3；答案为：H3AsO3。
④a．向1L0.1mol/LH3AsO3溶液中加入NaOH溶液后溶液的体积大于1L，含砷元素微粒的总浓度应小于0.1mol/L，且根据图可知，M点对应的溶液中不存在、，a错误；
b．根据图可知，N点溶液中的电荷守恒为c(OH-)+c()+2c()+3c()=c(Na+)+c(H+)，N点溶液中c()=c()，则c(OH-)+3c()+3c()=c(Na+)+c(H+)，b正确；
c．Na3AsO3溶液中存在的分步水解平衡，溶液呈碱性，且第一步水解大于第二步，第二步大于第三步，则溶液中离子浓度由大到小的顺序为c()＞c(OH-)＞c()＞c()，c错误；
d．pH=12的溶液中的电荷守恒为c(OH-)+c()+2c()+3c()=c(Na+)+c(H+)，根据图可知pH=12时溶液中H3AsO3浓度为0，c(OH-)=10-2mol/L，故c()+2c()+3c()+c(H3AsO3)＜c(Na+)+c(H+)，d错误；
答案选b。
⑤根据图知，将NaOH溶液滴入亚砷酸溶液中，当pH调至12.8时发生反应的离子方程式为+OH-=+H2O；答案为：+OH-=+H2O。
（2）
0.10mol/LH3PO3溶液的pH=1.6，说明H3PO3为弱酸，亚磷酸与足量NaOH溶液反应生成Na2HPO3，则Na2HPO3属于正盐，Na2HPO3溶液中存在的分步水解平衡：+H2O +OH-、+H2O H3PO3+OH-，第一步水解大于第二步水解，故0.1mol/LNa2HPO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)＞c()＞c(OH-)＞c()＞c(H+)；答案为：c(Na+)＞c()＞c(OH-)＞c()＞c(H+)。
（3）
Ksp(MnS)=c(Mn2+)·c(S2-)，Mn2+开始沉淀时所需S2-的最小浓度为==1.4×10-11mol/L，根据图可知当c(S2-)=1.4×10-11mol/L时，溶液的pH=5，故当溶液pH=5时Mn2+开始沉淀；答案为：5。
4．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 HClO CH3COOH H2CO3
电离平衡常数 3.0×10-8 1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
回答下列问题：
（1）一般情况下，当温度升高时，Ka___________(填“增大”“减小”或“不变”)。
（2）用蒸馏水稀释0.10mol·L-1的次氯酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是___________。(填字母序号，下同)
A． B． C． D．
（3）下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的是___________。
A．升高温度 B．加水稀释
C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量氢氧化钠浓溶液
（4）依上表数据写出向NaClO溶液中通少量CO2的离子方程式：___________。
（5）体积均为10mL、pH均为2的醋酸溶液与HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH随水体积的变化如图所示。则HX的电离平衡常数___________(填“大于”“等于”或“小于”，下同)醋酸的电离平衡常数；稀释后，HX溶液中水电离出的c(H+)___________醋酸溶液中水电离出的c(H+)，理由是___________。
【答案】
（1）增大
（2）BD
（3）BD
（4）ClO- +CO2+H2O= HClO+
（5） 大于 大于 稀释后，HX电离生成的c(H + )小，对水的电离抑制能力小
【解析】
（1）
一般情况下，弱电解质电离是吸热反应，当温度升高时，平衡正向移动，Ka增大；
（2）
用蒸馏水稀释0.10 mol/L的次氯酸，弱酸存在电离平衡，HClO H++ClO-， 随着水量的增加，电离平衡正向移动，虽然ClO-、H+的数目增加，但c(ClO- )减小，c(H+)减小， c(HClO) 减小更多；温度不变，Kw不变，c(OH- )增大。所以减小、增大 、减小， 增大， 故选BD；
（3）
醋酸溶液中存在电离平衡，CH3COOH H++CH3COO-，升高温度，平衡右移，电离程度增大，但电离平衡常数改变，A不正确；加水稀释、加入氢氧化钠都会使平衡右移，电离程度增大，温度不变则电离平衡常数不变，BD正确；加入CH3COONa固体，则会使平衡左移，电离程度减小，C不正确，故选BD；
（4）
因为碳酸的第一步电离平衡常数大于次氯酸的，则酸性： H2CO3 > HClO >，所以向NaClO溶液中通少量CO2的离子方程式为ClO- +CO2+H2O= HClO+；
（5）
稀释相同的倍数，HX的pH变化程度大，则酸性HX强，电离平衡常数大；稀释后， HX电离生成的c(H+)小，对水的电离抑制能力小，所以HX溶液中水电离出来的c(H+)大。
三、Ksp在沉淀溶解平衡曲线中的应用
5．电解质的溶液中存在着众多的化学平衡。
(1)25℃时向浓度均为0.1mol/L的和混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成沉淀的离子方程式为___________。已知，。当两种沉淀共存时，___________。
(2) 25℃时，电离常数，，则该温度下的水解平衡常数Kh=___________mol/L(水解平衡常数Kh的书写规则同化学平衡常数)。
(3)在25℃下，将amol/L的氨水与0.01mol/L的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中，则溶液显___________性(填“酸”或“碱”或“中”)；用含a的代数式表示的电离常数Kb=___________。
(4) 25℃时向含有的溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中的水的电离平衡将___________(填“正向”、“不”或“逆向”)移动，所滴加氨水的浓度为___________mol/L。(的电离平衡常数取)
(5)向废水中加入硫化物可以依次获得CuS、ZnS纳米粒子。常温下，的，，溶液中平衡时相关离子浓度的关系如图，下列说法正确的是___________。
a． 的数量级为
b． a点对应的CuS溶液为不饱和溶液
c． 平衡常数很大，反应趋于完全
d． 向p点的溶液中加入少量固体，溶液组成由p向q方向移动
【答案】Cu2++2NH3 H2O=Cu(OH)2+2 2×10-7 10-12 中 逆向 ABD
【详解】
(1) Cu(OH)2、Mn(OH)2的Ksp表达式均为c(M2+)c2(OH-)（M2+为Cu2+或Mn2+），Cu(OH)2的Ksp较小，因此Cu(OH)2先沉淀，离子方程式为Cu2++2NH3 H2O=Cu(OH)2+2；当两种沉淀共存时，====2×10-7；
(2) 的Kh=，H2SO3的第一步电离常数Ka1=，故Kh===10-12；
(3)根据电荷守恒，c()+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，由于c()=c(Cl-)，故c(H+)= c(OH-)，溶液为中性；等体积混合溶液体积变为原来的2倍，故平衡时溶液中c()=c(Cl-)=0.005mol/L，剩余的c(NH3．H2O)=（0.5a-0.005）mol/L，溶液为中性，c(OH-)=10-7mol/L， NH3 H2O的电离常数Kb===；
(4)铵根离子水解促进水的电离，硝酸铵溶液中铵根离子水解显酸性，溶液中加入氨水是弱碱溶液，抑制水的电离，水的电离平衡向逆向移动；将amol NH4NO3溶于水，向该溶液滴加bL 氨水后溶液呈中性，根据电荷守恒计算可知，c(OH-)=10-7mol/L，c(NH4+)=c(NO3-)，NH3 H2O的电离平衡常数取Kb=2×10-5mol L-1，设混合后溶液体积为1L，c(NH4+)=c(NO3-)=amol/L；根据：NH3 H2O+OH-，平衡常数Kb==2×10-5，设加入氨水的浓度为x，则=2×10-5，解得x=mol/L；
(5) A．取-lgc(Cu2+)=20的点，此时-lgc(S2-)16.3， Ksp(CuS)=c(Cu2+)c(S2-)=10-36.3=100.7×10-37，100.75，故数量级为10-37，A正确；
B．图像的横纵坐标分别是c(Cu2+)和c(S2-)的负对数，越靠右c(Cu2+)越小，越往上c(S2-)越小，饱和时的浓度小，a点溶液在溶解平衡曲线的右上方，即未达到饱和，为不饱和溶液，B正确；
C．该反应的平衡常数表达式为K=，按照A选项方法，c(S2－)=10－12mol·L－1，根据图像，c(Zn2＋)约为10－10.3mol·L－1，则Ksp(ZnS)=10－10.3×10－12=10-22.3，将数值代入上式，得出K=1.3×10－7×7.1×10－15×=1.3×7.1×100.3<105（趋向进行完全K>105），因此该反应不趋于完全，C错误；
D．p点存在溶解平衡是ZnS(s) Zn2＋(aq)＋S2－(aq)，加入Na2S固体，溶液中c(S2－)增大，溶解平衡向左进行，溶液中c(Zn2＋)减小，但该溶液仍为ZnS的饱和溶液，溶液组成由p向q方向移动，D正确；
故选ABD。
6．T1、T2两种温度下在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，请回答下列问题。
(1)T1___________ T2 (填“＞”“＜”或“=”)，T2温度时___________。
(2)根据T1温度时的沉淀溶解平衡曲线，判断下列说法正确的是___________(填序号)。
A．加入固体可由a点变为b点
B．T1温度下，在T1曲线上方区域(不含曲线)的任意一点时，均有沉淀生成
C．蒸发溶剂可能由d点变为T1，曲线上a、b之间(不含a、b)的某一点
D．升温可由b点变为d点
(3) T2温度时，现有0.2mol的沉淀，每次用1 L饱和溶液(浓度为1.7mol/L)处理。若使中的全部转化到溶液中，需要反复处理___________次［提示： ，］。
【答案】＜ ABC 3
【详解】
(1)温度越高，的溶解度越大，温度下的溶度积较小，所以；温度时的溶度积可利用c点的数据进行计算求得。
(2)由于存在沉淀溶解平衡：，加入固体，浓度增大，的沉淀溶解平衡逆向移动，的浓度减小，可由a点变为b点，A正确；曲线上方区域的离子积大于溶度积，所以会析出沉淀，B正确；蒸发溶剂，不饱和溶液中和的浓度都变大，可能由d点变为曲线上a、b之间(不含a、b)的某一点，C正确；升高温度，沉淀溶解平衡正向移动，、都会变大，不可能由b点变为d点，D错误。
(3)设每次用饱和溶液能处理，
根据，解得，处理次数，所以至少要反复处理3次。
7．常温下，用0.100mol L-1的NH4SCN标准溶液滴定25.00mL未知浓度的AgNO3溶液，以NH4Fe(SO4)2 12H2O为指示剂，测得溶液中pSCN=-lgc(SCN)、pAg= lgc(Ag+)随加入NH4SCN溶液的体积变化如图所示。已知：，Ksp(Ag2CrO4)=1.0×10-12，Ksp(Ag2SO4)=1.4×10-5，Ksp(Ag2CO3)=8×10-12.回答下列问题：
(1)滴定终点的现象：_______。
(2)该温度下AgSCN溶度积常数Ksp=_______。
(3)为防止指示剂失效，溶液应维持____(填“酸性”或“碱性”，)，若用K2CrO4做指示剂，应控制其浓度不超过___。(假设c(Ag+)≤10-5mol·L-1，完全沉淀)
(4)当加入15.00mLNH4SCN溶液时，悬浊液中生成少量的Ag2SO4，则此时溶液中c()=___。
(5)滴定终点，再加入10mL0.005mol·L-1的Na2CO3溶液，__(填“有”或“无”，)沉淀生成。
【答案】当最后一滴NH4SCN标准溶液加入时，溶液变为红色，且半分钟内不褪色 1.0×10-12 酸性 0.01mol L-1 0.0224mol L-1 无
【详解】
(1)铁离子与SCN反应溶液显红色，因此滴定至终点时溶液颜色变为红色，且振荡后不褪色,所以答案为：当最后一滴NH4SCN标准溶液加入时，溶液变为红色，且半分钟内不褪色；
(2)根据图像,可知NH,SCN溶液的体积为25mL时,pAg=pSCN=6,则AgSCN的沉淀溶解平衡常数,所以AgSCN溶度积常数Ksp=1.0x10-12；
(3)中性或碱性溶液中铁离子易形成沉淀,所以为防止指示剂失效,溶液应维持酸性；根据，则，故其浓度不超过0.01mol L-1。
(4)由图像的起点纵坐标的数值是1可以知道AgNO3的浓度是0.100mol L-1。当加入15.00mLNH4SCN溶液时，溶液中，。
(5)滴定完后，,，加入10mL0.005mol·L-1的Na2CO3溶液，不会产生新沉淀。
1．已知如下表数据(25°C)：
物质 CH3COOH HCN H2CO3
电离常数(K) 1.7×10-5 4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7， Ka2=5.6×10-11
（1）常温下，0.1mol/L的HCN溶液c(H+)=__________。碳酸的第二步电离平衡常数表达式Ka2=____
（2）对比同体积、同浓度的三种酸，c(H+)最大的是_____，与碱完全中和时，消耗NaOH的物质的量最大的是______ 。
（3）在醋酸溶液中加入少量NaCN固体时发生的离子方程式为______。
【答案】
（1） 7×10-6mol/L
（2） CH3COOH H2CO3
（3）CH3COOH + CN- = CH3COO-+HCN
【解析】
（1）
HCN属于弱酸，其电离方程式为HCNH＋＋CN－，溶液中c(H＋)与c(CN－)近似相等，因为HCN电离程度微弱，因此达到电离平衡时，c(HCN)近似等于0.1mol·L－1，Ka==4.9×10－10，解得c(H＋)=7×10－6mol·L－1，碳酸属于二元弱酸，分步电离，第二步电离HCOH＋＋CO，第二步电离平衡常数表达式为Ka=；故答案7×10－6mol·L－1；；
（2）
电离平衡常数大小，衡量弱电解质电离程度大小，相同体积、相同浓度的酸，电离平衡常数越大，c(H＋)越大，根据表中数据可知，相同体积、相同浓度的三种酸中，c(H＋)最大的是CH3COOH；碳酸属于二元酸，CH3COOH、HCN为一元酸，相同体积、相同浓度三种酸与NaOH完全中和时，消耗NaOH物质的量多少与H＋总物质的量有关，与酸性强弱无关，因此消耗NaOH的物质的量最大的是H2CO3；故答案为CH3COOH；H2CO3；
（3）
根据表中数据可知，CH3COOH的酸性强于HCN，CH3COOH与NaCN反应的离子方程式为CH3COOH + CN- = CH3COO-+HCN；故答案为CH3COOH + CN- = CH3COO-+HCN。
2．已知t℃时，0.01 mol/L NaOH溶液的pH=11，0.1 mol/L的HA溶液中。请回答下列问题：
（1）该温度下，水的离子积Kw=___________。
（2）该温度下，HA的电离平衡常数Ka=___________；0.1 mol/L HA溶液的电离度为___________，由水电离出的c(H+)=___________mol/L。
（3）已知：t℃时，的两步电离平衡常数分别为，。
①向NaA溶液中通入少量的气体，反应的离子方程式为___________；
②同体积，同pH的HA溶液和溶液加水稀释过程中，溶液的pH随水体积的变化曲线如图所示。曲线Ⅰ对应的酸为___________(填化学式)，b、c、d三点水的电离程度的关系为___________。
【答案】
（1）
（2） 1%(或0.01)
（3） HA b【解析】
（1）
由于0.01 NaOH溶液的，即溶液中，，故
（2）
0.1 的HA溶液中可知，，故；0.1 HA溶液的电离度为，由于0.1 HA溶液中，该温度下，故由水电离出的。
（3）
①相同温度下，电离常数越大、酸性越强，结合题意可知，酸性强弱顺序为，故NaA与少量的反应的离子方程式为。
②由于酸性：，所以同pH的HA溶液和溶液加水稀释过程中，溶液HA的pH变化程度较小；故曲线Ⅰ对应的酸为HA；酸抑制水的电离，越大，水的电离程度越小，b、c、d三点溶液中的大小关系为：bcd，故水的电离程度的关系为b3．25℃时，部分物质的电离常数如下表所示
化学式
电离常数
请回答下列问题：
（1）若氨水的浓度为2.0溶液中的___________。将通入该氨水中，当降至时，溶液中的___________。
（2）①的电离常数表达式K=___________。
②溶液和溶液反应的主要离子方程式为___________。
（3）25℃时，及其钠盐的溶液中，、、的物质的量分数(α)随溶液pH变化关系如图所示：
①pH=5时，硫元素的主要存在形式是___________。
②当溶液恰好呈中性时：___________(填“>”、“＜”或“=”)。
【答案】
（1） 6×10-3 0.62
（2）
（3） >
【解析】
（1）
由的电离方程式及电离常数可知，==1.810-5，当氨水的浓度为2.0时，溶液中6×10-3。
由的第二步电离方程式及可知，=6.210-8，将通入该氨水中，当降至时，溶液的c(H+)=，则。
（2）
①的电离方程式为HSOSO+H+，HSO的电离常数表达式K=。
②在一定温度下，越小，酸的酸性越弱。，则在溶液里和都能与发生反应，但和反应是主要的，和反应是次要的，故溶液和溶液反应的主要离子方程式为。
（3）
①由图像可知，溶液的pH=5时，硫元素的主要存在形式是。
②根据电荷守恒可知，，当溶液恰好呈中性时，则>。
4．请根据所学知识回答下列问题：
（1）同温同压下，，在光照和点燃条件下的(化学计量数相同)分别为、，___________(填“>”“＜”或“=”)
（2）已知常温时红磷比白磷稳定，比较下列反应中的大小：___________(填“>”“＜”或“=”)。
①(白磷，s)
②(红磷，s)
（3）已知：稀溶液中， ，则浓硫酸与稀氢氧化钠溶液反应生成水，放出的热量___________(填“>”“＜”或“=”)。
（4）已知：与水蒸气在、时，完全反应生成和的混合气体，吸收了热量，该反应的热化学方程式___________。
（5）已知室温时，的某一元酸在水中有发生电离，回答下列各问题：
①该溶液的___________。
②的电离平衡常数___________。
③升高温度时，将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)，
【答案】
（1）=
（2）<
（3）>
（4）
（5） 4 增大
【解析】
（1）
反应热只与始态和终态无关，与反应条件无关，则光照和点燃条件的ΔH相同，即ΔH1=ΔH2；
（2）
已知常温时红磷比白磷稳定，说明白磷能量高，反应放出的热量较多，由于放热ΔH<0，放出的能量越多反应热越小，因此ΔH1<ΔH2；
（3）
由于浓硫酸溶于水放热，所以浓硫酸与稀氢氧化钠溶液反应生成水，放出的热量>57.3kJ；
（4）
已知0. 5molCH4(g)与0.5mol水蒸气在t℃、pkPa时，完全反应生成CO和H2的混合气体，吸收了akJ热量，所以lmolCH4(g)与1mol水蒸气在t℃、pkPa时，完全反应生成CO和H2的混合气体，吸收了2akJ热量,所以该反应的热化学方程式是CH4(g)+H2O(g)CO(g)+ 3H2(g) ΔH=+2akJ·mol-1；
（5）
①溶液中c (H+) =0.1mol/L×0.1%=10-4 mol/L，溶液的pH=-lgc(H+ ) =-1g10-4=4；
②HA的电离平衡常数K===1.0×10-7；
③弱电解质电离吸热，升高温度促进HA电离，电离平衡常数增大。
5．铁、铜及其化合物在日常生活及工业生产中有着非常广泛的用途。请回答下列问题：
Ⅰ．FeCl3是常用的金属蚀刻剂和净水剂。
（1）FeCl3净水的原理是___________(用离子方程式表示)。
（2）配制 FeCl3溶液时，某同学误将FeCl3固体直接放入NaHCO3溶液中，看到红褐色沉淀和大量气泡，用离子方程式解释原因___________。
Ⅱ．常用作电镀添加剂、催化剂等。
（3）①25℃时Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2的Ksp如表格所示，计算当溶液中Fe2+离子浓度均为时，Fe(OH)2沉淀完全时的pH值___________(已知)。
化学式 Ksp 开始沉淀时的pH值 沉淀完全时的pH值
Fe(OH)2 6.3
Fe(OH)3 1.5 2.8
Cu(OH)2 4.6 6.6
②为了除去CuCl2溶液中含有的少量FeCl2，可以用___________(填化学式，写出一种即可)将FeCl2氧化为FeCl3，然后通过加入___________(填化学式，写出一种即可)调控溶液pH值，使______________________，将FeCl3转化为除去。
③除去含CuCl2废水中Cu2+，下列最适合的物质是___________(已知：；；)。
a． b． c．
【答案】
（1）Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+
（2）
（3） 8.3 H2O2或Cl2 CuO或CuCO3或Cu2(OH)2CO3 2.8 4.6 c
【解析】
（1）
FeCl3是强酸弱碱盐，在溶液中Fe3+发生水解反应产生Fe(OH)3胶体和HCl，Fe(OH)3胶体表面积大吸附力强，可以吸附水中悬浮的固体小颗粒，使之形成沉淀析出，从而具有净水作用，用离子方程式表示该水解过程为：Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+；
（2）
FeCl3在溶液中水解产生Fe(OH)3胶体和HCl，使溶液显酸性；NaHCO3在溶液中水解产生H2CO3和NaOH，使溶液显碱性，当二者混合时，酸碱发生中和反应，使FeCl3、NaHCO3水解程度都增大，反应最终变为Fe(OH)3沉淀、CO2气体及NaCl，因而看到有红褐色沉淀和大量气泡产生，反应的离子方程式为：；
（3）
①由于Ksp[Fe(OH)2]=4.0×10-17，当Fe2+沉淀完全时，c(Fe2+)最大为1.0×10-5 mol/L，则c(OH-)≥，pOH=6-0.3=5.7，故该溶液pH最小为pH=a=14-5.7=8.3；
②氧化溶液中Fe2+变为Fe3+时，不能引入杂质离子，可以使用Cl2或绿色氧化剂H2O2；
调节溶液pH时也不能引入杂质离子，可以使用CuO、或CuCO3或Cu2(OH)2CO3；此时Fe3+完全转化为Fe(OH)3沉淀，而Cu2+不能形成沉淀，根据溶液中离子形成沉淀pH值范围，可知应该控制溶液pH范围为2.8＜pH＜4.6；
③Ksp(HgS)＜Ksp(CuS)＜Ksp(FeS)，所以根据沉淀的形成与转化，要选择使用溶度积常数比CuS大的FeS，即选择使用的沉淀剂为FeS，故合理选项是c。
6．痛风是以关节炎反复发作及产生肾结石为特征的一类疾病，关节炎的原因归结于在关节滑液中形成了尿酸钠(NaUr)晶体，有关平衡如下；
①HUr(尿酸，aq) Ur-(尿酸根，aq)+H+(aq)(37 ℃时，Ka=4.0×10-6)
②NaUr(s) Ur-(aq)+Na+(aq)
（1）37 ℃时，1.0 L水中最多可溶解8.0×10-3 mol尿酸钠，此温度下尿酸钠的Ksp为_______。
（2）关节炎发作多在脚趾和手指的关节处，这说明温度降低时，尿酸钠的Ksp_______(填“增大”、“减小”或“不变”)，生成尿酸钠晶体的反应是_______(填“放热”或“吸热”)反应。
（3）37 ℃时，某尿酸结石病人尿液中尿酸分子和尿酸根离子的总浓度为2.0×10-3 mol·L-1，其中尿酸分子的浓度为5.0×10-4 mol·L-1，该病人尿液的c(H+)为_______，pH_______7(填“>”、“<”或“=”)。
【答案】
（1）6.4×10-5
（2） 减小 放热
（3） 1.33×10-6 mol·L-1 <
【解析】
（1）
尿酸钠的Ksp=c(Na＋)·c(Ur-)=8.0×10-3×8.0×10-3=6.4×10-5，故答案为：6.4×10-5；
（2）
由题给信息，关节炎是因为形成了尿酸钠晶体，说明反应②的平衡向逆反应方向移动，Ksp减小，温度降低平衡逆向移动，说明生成尿酸钠晶体的反应是放热反应，故答案为：减小；放热；
（3）
由题干信息可知：c(HUr)=5.0×10-4 mol·L-1，c(Ur-)=2.0×10-3 mol·L-1-5.0×10-4 mol·L-1=1.5×10-3 mol·L-1，根据：Ka=，c(H＋)=mol·L-1≈1.33×10-6 mol·L-1，故pH=-lgc(H+)=-lg(1.33×10-6)=6-lg1.33＜7，故答案为：1.33×10-6 mol·L-1；＜。
7．铬(Cr)是硬度最高的金属，电镀废水中含有大量的Cr3+、或。
（1）铬铁尖晶石也叫铝铬铁矿，化学成分为FeCrAlO4，含Cr2O332%~38%，其中铁元素的化合价为___________。
（2）含有的废水毒性较大，对该废水做如下处理，则发生反应的离子方程式为___________。
（3）若要使废水中的c()降至，应调溶液的pH=___________。(已知：)
（4）已知铬酸钠(Na2CrO4)中，各种含铬离子的分布分数与pH变化关系如图所示。铬酸(H2CrO4)第二步电离的电离常数Ka2=___________。
【答案】
（1）+2
（2）
（3）5
（4）10-6.4
【解析】
（1）
FeCrAlO4中，Cr元素为+3价，Al元素为+3价，氧元素化合价为-2，化合物中正负化合价代数和为零，则铁元素的化合价为+2。
（2）
绿矾为FeSO4 7H2O，废水中加入绿矾，得到Cr3+和Fe3+，作氧化剂，Fe2+作还原剂，根据化合价升降法进行配平，反应的离子方程式为。
（3）
常温下，要使处理后废水中的降至，则，解得，。
（4）
铬酸(H2CrO4)第二步电离为，在M点，，，，。
8．回答下列问题
（1）泡沫灭火器的工作原理就是我们学习的盐类水解，它是彻底的双水解；
①灭火器有两个桶构成，一个是外面的钢桶，用来盛装___________；一个是里面看不到的塑料桶，用来盛装___________。(均填硫酸铝或碳酸氢钠的化学式)
②用离子方程式表示其工作原理___________。
（2）将足量BaCO3分别加入：① 30mL 水 ②10mL 0.2mol/LNa2CO3溶液 ③50mL 0.01mol/L 氯化钡溶液 ④100mL 0.01mol/L盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中Ba2+的浓度由大到小的顺序为：___________
（3）已知常温下，Ksp[Cu(OH)2]=2×10-20，要使0.2mol/LCuCl2溶液开始产生Cu(OH)2沉淀，则需调节pH=___________；要使沉淀较为完全(Cu2+浓度降低至原来的千分之一)，则溶液pH=___________。
（4）在水的电离平衡中，c(H+)和(OH-)的关系如图所示：
①100℃时，若盐酸中c(H+)=5×10-4mol/L，则由水电离产生的c(H+)=___________。
②25℃时，若0.015mol/L H2SO4溶液与pH=12 NaOH液等体积混合(混合后体积变化不计)，混合后的pH为___________。
【答案】
（1） NaHCO3 Al2(SO4)3 Al3++3HCO = Al(OH)3↓+3CO2↑
（2）③④①②
（3） 4.5 6
（4） 2×10-9mol/L 2
【解析】
（1）
普通泡沫灭火器是碳酸氢钠和硫酸铝溶液混合发生双水解反应生成氢氧化铝沉淀和二氧化碳气体，外面的钢桶，用来盛装碳酸氢钠（NaHCO3），里面看不到的塑料桶，用来盛装硫酸铝（Al2(SO4)3），碳酸氢钠溶液和硫酸铝溶液发生互促水解反应生成氢氧化铝和二氧化碳气体，反应的离子方程式为：Al3++3HC=Al(OH)3↓+3CO2↑；
（2）
BaCO3溶液存在BaCO3(s)Ba2+(aq ) +C (aq)，根据物质中的离子对碳酸钡的溶解是促进还是抑制来分析Ba2+的浓度，以此解析；
①BaCO3加入30mL水中，充分溶解至溶液饱和存在， BaCO3(s)Ba2+(aq ) +C (aq)， 则溶液中存在一定浓度的Ba2+但浓度较小；
②将足量BaCO3加入10mL 0.2mol/L Na2CO3溶液中，由于碳酸根离子的浓度较大，抑制碳酸钡的溶解，则Ba2+的浓度较①小；
③将足量BaCO3加入50mL 0.01mol/L氯化钡溶液中，氯化钡电离产生0.01mol/LBa2+，则Ba2+的浓度较大；
④将足量BaCO3加入 100mL 0.01mol/L盐酸溶液中，根据反应2HCl+BaCO3=BaCl2+H2O+CO2，可知0.005mol/LBa2+；
综上分析可知 Ba2+的浓度由大到小的顺序为：③④①②；
（3）
利用溶度积常数计算溶液中氢氧根离子浓度，①溶液中即c(OH-)= mol/L=mol/L=1×10-9.5 mol/L，c(H+)==10-4.5mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(10-4.5mol/L)=4.5；
②溶液中即c(OH-)= mol/L=mol/L=1×10-8 mol/L，c(H+)==10-6mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(10-6mol/L)=6；
（4）
①100°C时，若盐酸中c(H+) =5×10-4 mol/L，HCl电离出的氢离子抑制了水的电离，盐酸中氢氧根离子来自水的电离，则由水电离产生的c (H+) =mol/L=2×10-9mol/L；
②pH=12 NaOH的浓度为c(NaOH)=0.01mol/L，设混合前酸碱的体积均为VL，根据反应H2SO4+2NaOH=H2O+Na2SO4，可求出剩余酸的浓度c(H+)===0.01mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(0.01mol/L)=2；
9．请按要求回答下列问题：
（1）时，物质的量浓度均为的几种盐溶液的如下表所示。
序号 Ⅰ Ⅱ Ⅲ
溶液 溶液 溶液 溶液
5 7 8.4
①溶液Ⅰ显酸性的原因是_______(用离子方程式表示)。
②溶液Ⅱ中，_______(填“>”“<”或“=”) 。
③写出溶液Ⅲ中阴离子浓度由大到小的关系：_______。
（2）几种离子开始沉淀时的如下表所示。
离子
7.6 5.2 10.4
①当向含相同浓度的溶液中滴加氢氧化钠溶液时，_______(填离子符号)最先沉淀。
②时，要使硫酸铜溶液中铜离子浓度降至原来的千分之一，则应向溶液里加入氢氧化钠溶液，使溶液为_______。
（3）已知：时，的电离常数，则该温度下的水解平衡常数_______，若向溶液中加入少量的，则溶液中将_______(填“增大”“减小”或“不变”)。
（4）已知常温下和的分别为，浓度均为的、的混合溶液中.要使完全沉淀(离子浓度小于)而不沉淀，应该调节溶液的范围是_______，调节应选用的试剂是_______.(填化学式)。
【答案】
（1） =
（2） 6
（3） 增大
（4） 或或
【解析】
（1）
①铵根水解，因此溶液Ⅰ显酸性，离子方程式为NH+H2ONH3 H2O+H+；
②常温下溶液Ⅱ的pH＝7，即溶液显中性，这说明铵根和醋酸根的水解程度相当，即相应碱和酸的电离程度相等，所以Ka(CH3COOH)＝Kb(NH3 H2O)，故此处填：=；
③NaHCO3属于强电解质，在溶液中完全电离，故溶液中阴离子浓度最大的为HCO，NaHCO3溶液显碱性，这说明碳酸氢根离子的水解程度大于电离程度，故OH-浓度大于CO浓度，则溶液Ⅲ中阴离子浓度由大到小的关系为c(HCO)>c(OH-)>c(CO)；
（2）
①根据表中数据可知铜离子沉淀需要的pH最小，因此当向含相同浓度Cu2+、Mg2+、Fe2+的溶液中滴加氢氧化钠溶液时，Cu2+最先沉淀；
②25℃时，要使0.2mol L-1硫酸铜溶液中铜离子沉淀较为完全（使铜离子浓度降至原来的千分之一），即反应后溶液中铜离子浓度是2×10-4 mol L-1，所以根据Ksp[Cu(OH)2]=2×10-20可知，此时溶液中氢氧根的浓度是mol/L＝10-8 mol L-1，则pOH=8，pH=6，则应向溶液里加入氢氧化钠溶液，使溶液pH为6；
（3）
常温下，NaHSO3的水解常数；加入少量碘单质，发生反应：，溶液酸性增强，氢氧根离子浓度减小，所以增大；
（4）
已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分别为1.0×10-38、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，只要控制氢氧根离子浓度：，即，得，则，应该调节溶液的pH范围是；为了不引入新的杂质，则调节pH可使用MgO、Mg(OH)2或MgCO3。
10．工业上可用红土镍矿(主要成分为NiO，含有少量FeO、)制备镍并回收副产物黄铵铁矾[]的工艺流程如下。
已知几种物质开始沉淀和沉淀完全时的pH如下表所示。
物质 黄铵铁矾
开始沉淀的pH 7.2 2.7 1.3
沉淀完全的pH 9.2 3.7 2.3
“深度沉铁”通入调节溶液pH的范围是___________。
【答案】
【详解】
根据图中信息可知，深度沉铁后只得到黄安铁钒，故pH的范围是2.3≤pH<2.7。
11．金属氢氧化物在酸中溶解度不同，因此可以利用这一性质，控制溶液的pH，达到分离金属离子的目的。难溶金属的氢氧化物在不同pH下的溶解度[S/(mol·L-1)]如图所示。
（1）pH=3时溶液中铜元素的主要存在形式是___________。
（2）若要除去CuCl2溶液中的少量Fe3＋，应该控制溶液的pH___________ (填字母)。
A．＜1　 B．4左右　　　　C．＞6
（3）在Ni(NO3)2溶液中含有少量的Co2＋杂质，___________(填“能”或“不能”)通过调节溶液pH的方法来除去，理由是___________。
【答案】
（1）Cu2＋
（2）B
（3） 不能 Co2＋和Ni2＋沉淀的pH范围相差太小
【解析】
（1）
由图示信息可知pH等于3时，氢氧化铜完全溶解，铜元素的主要存在形式是Cu2＋，故答案为：Cu2＋；
（2）
要除去CuCl2溶液中的少量Fe3＋，应该控制溶液的pH使Fe3＋完全沉淀，而不能使Cu2＋沉淀，由图可知pH值应大于2.7小于4.5，故答案为：B。
（3）
Ni(NO3)2溶液中含有少量的Co2＋杂质，不能采用调节pH值的方法除去，原因是由图示信息可知两者形成沉淀时的pH值反应很接近，故答案为：不能；Co2＋和Ni2＋沉淀的pH范围相差太小。
一轮再回顾
易错点精析
二轮热点难点突破
针对训练
突破提升
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考点22 　溶液中的四大常数
1．水的离子积常数
(1)水的离子积常数的含义。
H2OH＋＋OH－，表达式：25 ℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－) ＝ 1.0×10－14。
(2)对KW的理解。
①KW适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)水溶液。
②恒温时，KW不变；升温时，电离程度增大(因为电离一般吸热)，KW增大。
2．电离平衡常数(Ka、Kb)
(1)电离平衡常数的含义。
如对于HAH＋＋A－，Ka＝；BOHB＋＋OH－，Kb＝。
(2)K值大小的意义。
相同温度下，K值越小表明电离程度越小，对应酸的酸性或碱的碱性越弱
(3)影响K值大小的外因。
同一电解质，K值只与温度有关，一般情况下，温度越高，K值越大；此外对于多元弱酸来说，其Ka1 Ka2 Ka3。
3．水解平衡常数(Kh)
(1)水解平衡常数的含义。
A－＋H2OHA＋OH－，达到平衡时有Kh＝＝。同理，强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电离平衡常数Kb的关系为Kh＝。
(2)影响Kh的因素。
Kh值的大小是由发生水解的离子的性质与温度共同决定的；温度一定时，离子水解能力越强，Kh值越大；温度升高时，Kh值增大；对于多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子来说，其Kh1 Kh2 Kh3。
4．溶度积常数(Ksp)
(1)溶度积常数Ksp的表达式。
对于组成为AmBn的电解质，饱和溶液中存在平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。
(2)影响Ksp大小的因素。
对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；一般情况下，升高温度，Ksp增大。
(3)溶度积规则。
当Qc>Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；当Qc＝Ksp时，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；当Qc(4)Ksp与物质溶解度的关系。
①对于组成形式相同的物质来说，Ksp越小，物质越难溶解或溶解度越小；组成形式(AmBn)不同的物质，Ksp越小且m＋n越小的物质越难溶。
②Ksp的大小与沉淀转化的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化；对于组成形式(AmBn)不同的物质来说，一般情况下，Ksp较大且m＋n也较大的物质易转化为Ksp较小且m＋n也较小的物质。其他情况则需要通过计算才能确定。
5．KW、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系
(1)一元弱酸强碱盐溶液(如CH3COONa、CH3COOH)：Kh＝。
(2)一元弱碱强酸盐：Kh＝。
(3)多元弱碱强酸盐，如氯化铁。
Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)
Kh＝。
将(KW)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝。
(4)M(OH)n悬浊液中Ksp、KW、pH间关系。
M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq)
Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝。
1．警惕沉淀溶解平衡的“四大易误点”
(1)把沉淀溶解平衡误认为电离平衡。实际上如BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)是溶解平衡，因为BaSO4是强电解质，不存在电离平衡。
(2)误认为只要Ksp越大，其溶解度就会越大。Ksp还与难溶物化学式中的各离子配比有关，只有同类型的难溶物的Ksp大小才可用于比较其溶解度大小。
(3)一定温度下，误认为溶解度受溶液中相同离子浓度的影响而导致Ksp改变。实际上Ksp只受温度影响，温
度不变则Ksp不变，如Mg(OH)2在MgCl2溶液中的溶解度要小于在纯水中的溶解度，而Ksp[Mg(OH)2]不变。
(4)误认为Ksp小的不能转化为Ksp大的，只能实现Ksp大的向Ksp小的转化。实际上当两种难溶电解质的Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现难溶电解质由Ksp小的向Ksp大的转化。
2．易错提醒：
(1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。
(2)对于沉淀溶解平衡AmBn(s)??mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)，对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。
Ka(弱酸电离常数)、Kw(水的离子积常数)、Kh(水解常数)三者关系的应用
1．在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱 )浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
(1)强碱弱酸盐：如CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2O??CH3COOH＋OH－
Kh＝
＝
＝＝
(2)强酸弱碱盐：如NH4Cl溶液：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
Kh＝
＝
＝＝
其中：Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。
2．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
3．水的离子积常数、电离常数、水解常数、溶度积常数是电解质溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化来进行。
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、K′sp、K″sp。
(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＝K/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)Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)的平衡常数K＝K′sp/K″sp。
②反应CuS(s)＋2H＋(aq)Cu2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K＝K′sp/(Ka1·Ka2)。
(4)判断溶液的酸碱性
NaHS溶液显碱性，离子浓度的大小顺序为c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H＋)>c(S2－)，判断理由是HS－的水解常数(Kw/Ka1)大于其电离常数(Ka2)。
电离平衡常数的应用
4．根据酸碱的电离常数大小可进行以下判断：
(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
(4)判断微粒浓度比值的变化
弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，考题中经常利用电离常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
如：0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中加水稀释，＝＝，加水稀释时，c(H＋)减小，Ka值不变，则增大。
一、Ka(或Kb)、Kw、Kh的关系及应用
1．电离平衡常数和电离度(电离度是指已电离的电解质分子数占原来总分子数的百分比)均可衡量弱电解质的电离，下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数()和弱碱的电离平衡常数()，回答下列问题∶
弱酸或弱碱 HF
电离平衡常数
（1）的水溶液呈_______(填“酸性”、“中性”或“碱性”)，理由是_______。溶液中各离子浓度大小关系是________。
（2）的电离平衡常数表达式_______，现测得溶解了的某盐酸的pH=4，则该溶液中的电离度约为________。
（3）常温下，浓度相同的三种溶液NaF、、，pH由大到小的顺序是___________。
（4）将过量通入溶液中，反应的离子方程式为___________。
2．按要求填空：
（1）为了证明醋酸是弱电解质，某同学分别取pH=3醋酸和盐酸各1mL，分别用蒸馏水稀释到100mL，然后用pH试纸分别测定两溶液的pH，则可认定醋酸是弱电解质，判断的依据是___。
（2）已知室温时，0.1mol L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
①该溶液中c(H+)=__mol L-1。②HA的电离平衡常数K=___。
③由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的__倍。
（3）部分弱酸的电离平衡常数如表：
弱酸 HCOOH H2S H2CO3 HClO
电离平衡常数(25℃) K=1.77×10-4 K1=1.3×10-7K2=7.1×10-15 K1=4.4×10-7K2=4.7×10-11 K=3.0×10-8
按要求回答下列问题：
①HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为__。
②同浓度的HCOO-、HS-、S2-、HCO、CO、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为__。
③运用上述电离常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式
ⅰ.Na2CO3溶液中通入过量H2S___。
ⅱ.过量CO2通入NaClO溶液中__。
（4）已知0.1mol·L-1的氢氟酸溶液中存在电离平衡：HFF-+H+，要使溶液中增大，可以采取的措施是__。
①加少量烧碱 ②通入少量HCl气体 ③通入少量HF气体 ④加水
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
二、Ka(或Kb)、Kh、Kw、Ksp的关系及应用
3．雌黄和雄黄都是自然界中常见的砷化物，早期都曾用作绘画颜料，因都有抗病毒疗效也用来入药。可转化为治疗白血病的亚砷酸()。
（1）向中滴加溶液反应，溶液中、、、的分布分数(平衡时某微粒的浓度占微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。
①溶液呈_______(填酸性、碱性或中性)。
②25℃时，的第一电离平衡常数的值为_______。
③人体血液的pH在7.35~7.45之间，用药后人体中含砷元素的主要微粒是_______。
④下列说法正确的是_______(填字母序号)。
a.M点对应的溶液中：
b.N点，
c.在溶液中，
d.时，溶液中：
⑤将溶液滴入亚砷酸溶液，当调至12.8时发生反应的离子方程式是__。
（2）P和As属于同主族元素，存在亚磷酸()，常温下，的溶液的，亚磷酸与足量的溶液反应生成。则的溶液中各离子浓度由大到小的顺序是_______。
（3）25℃，在的溶液中，通入气体或加入固体以调节溶液，溶液与c(S2-)关系如图(忽略溶液体积的变化、的挥发)。某溶液含、，当溶液_______时，开始沉淀[已知]。
4．25℃时，三种酸的电离平衡常数如下：
化学式 HClO CH3COOH H2CO3
电离平衡常数 3.0×10-8 1.8×10-5 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
回答下列问题：
（1）一般情况下，当温度升高时，Ka___________(填“增大”“减小”或“不变”)。
（2）用蒸馏水稀释0.10mol·L-1的次氯酸，下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是___________。(填字母序号，下同)
A． B． C． D．
（3）下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的是___________。
A．升高温度 B．加水稀释
C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量氢氧化钠浓溶液
（4）依上表数据写出向NaClO溶液中通少量CO2的离子方程式：___________。
（5）体积均为10mL、pH均为2的醋酸溶液与HX溶液分别加水稀释至1000mL，稀释过程中pH随水体积的变化如图所示。则HX的电离平衡常数___________(填“大于”“等于”或“小于”，下同)醋酸的电离平衡常数；稀释后，HX溶液中水电离出的c(H+)___________醋酸溶液中水电离出的c(H+)，理由是___________。
三、Ksp在沉淀溶解平衡曲线中的应用
5．电解质的溶液中存在着众多的化学平衡。
(1)25℃时向浓度均为0.1mol/L的和混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成沉淀的离子方程式为___________。已知，。当两种沉淀共存时，___________。
(2) 25℃时，电离常数，，则该温度下的水解平衡常数Kh=___________mol/L(水解平衡常数Kh的书写规则同化学平衡常数)。
(3)在25℃下，将amol/L的氨水与0.01mol/L的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中，则溶液显___________性(填“酸”或“碱”或“中”)；用含a的代数式表示的电离常数Kb=___________。
(4) 25℃时向含有的溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中的水的电离平衡将___________(填“正向”、“不”或“逆向”)移动，所滴加氨水的浓度为___________mol/L。(的电离平衡常数取)
(5)向废水中加入硫化物可以依次获得CuS、ZnS纳米粒子。常温下，的，，溶液中平衡时相关离子浓度的关系如图，下列说法正确的是___________。
a． 的数量级为
b． a点对应的CuS溶液为不饱和溶液
c． 平衡常数很大，反应趋于完全
d． 向p点的溶液中加入少量固体，溶液组成由p向q方向移动
6．T1、T2两种温度下在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，请回答下列问题。
(1)T1___________ T2 (填“＞”“＜”或“=”)，T2温度时___________。
(2)根据T1温度时的沉淀溶解平衡曲线，判断下列说法正确的是___________(填序号)。
A．加入固体可由a点变为b点
B．T1温度下，在T1曲线上方区域(不含曲线)的任意一点时，均有沉淀生成
C．蒸发溶剂可能由d点变为T1，曲线上a、b之间(不含a、b)的某一点
D．升温可由b点变为d点
(3) T2温度时，现有0.2mol的沉淀，每次用1 L饱和溶液(浓度为1.7mol/L)处理。若使中的全部转化到溶液中，需要反复处理___________次［提示：7．常温下，用0.100mol L-1的NH4SCN标准溶液滴定25.00mL未知浓度的AgNO3溶液，以NH4Fe(SO4)2 12H2O为指示剂，测得溶液中pSCN=-lgc(SCN)、pAg= lgc(Ag+)随加入NH4SCN溶液的体积变化如图所示。已知：，Ksp(Ag2CrO4)=1.0×10-12，Ksp(Ag2SO4)=1.4×10-5，Ksp(Ag2CO3)=8×10-12.回答下列问题：
(1)滴定终点的现象：_______。
(2)该温度下AgSCN溶度积常数Ksp=_______。
(3)为防止指示剂失效，溶液应维持____(填“酸性”或“碱性”，)，若用K2CrO4做指示剂，应控制其浓度不超过___。(假设c(Ag+)≤10-5mol·L-1，完全沉淀)
(4)当加入15.00mLNH4SCN溶液时，悬浊液中生成少量的Ag2SO4，则此时溶液中c()=___。
(5)滴定终点，再加入10mL0.005mol·L-1的Na2CO3溶液，__(填“有”或“无”，)沉淀生成。
1．已知如下表数据(25°C)：
物质 CH3COOH HCN H2CO3
电离常数(K) 1.7×10-5 4.9×10-10 Ka1=4.3×10-7， Ka2=5.6×10-11
（1）常温下，0.1mol/L的HCN溶液c(H+)=__________。碳酸的第二步电离平衡常数表达式Ka2=____
（2）对比同体积、同浓度的三种酸，c(H+)最大的是_____，与碱完全中和时，消耗NaOH的物质的量最大的是______ 。
2．已知t℃时，0.01 mol/L NaOH溶液的pH=11，0.1 mol/L的HA溶液中。请回答下列问题：
（1）该温度下，水的离子积Kw=___________。
（2）该温度下，HA的电离平衡常数Ka=___________；0.1 mol/L HA溶液的电离度为___________，由水电离出的c(H+)=___________mol/L。
（3）已知：t℃时，的两步电离平衡常数分别为，。
①向NaA溶液中通入少量的气体，反应的离子方程式为___________；
②同体积，同pH的HA溶液和溶液加水稀释过程中，溶液的pH随水体积的变化曲线如图所示。曲线Ⅰ对应的酸为___________(填化学式)，b、c、d三点水的电离程度的关系为___________。
3．25℃时，部分物质的电离常数如下表所示
化学式
电离常数
请回答下列问题：
（1）若氨水的浓度为2.0溶液中的___________。将通入该氨水中，当降至时，溶液中的___________。
（2）①的电离常数表达式K=___________。
②溶液和溶液反应的主要离子方程式为___________。
（3）25℃时，及其钠盐的溶液中，、、的物质的量分数(α)随溶液pH变化关系如图所示：
①pH=5时，硫元素的主要存在形式是___________。
②当溶液恰好呈中性时：___________(填“>”、“＜”或“=”)。
4．请根据所学知识回答下列问题：
（1）同温同压下，，在光照和点燃条件下的(化学计量数相同)分别为、，___________(填“>”“＜”或“=”)
（2）已知常温时红磷比白磷稳定，比较下列反应中的大小：___________(填“>”“＜”或“=”)。
①(白磷，s)
②(红磷，s)
（3）已知：稀溶液中， ，则浓硫酸与稀氢氧化钠溶液反应生成水，放出的热量___________(填“>”“＜”或“=”)。
（4）已知：与水蒸气在、时，完全反应生成和的混合气体，吸收了热量，该反应的热化学方程式___________。
（5）已知室温时，的某一元酸在水中有发生电离，回答下列各问题：
①该溶液的___________。
②的电离平衡常数___________。
③升高温度时，将___________(填“增大”、“减小”或“不变”)，
5．铁、铜及其化合物在日常生活及工业生产中有着非常广泛的用途。请回答下列问题：
Ⅰ．FeCl3是常用的金属蚀刻剂和净水剂。
（1）FeCl3净水的原理是___________(用离子方程式表示)。
（2）配制 FeCl3溶液时，某同学误将FeCl3固体直接放入NaHCO3溶液中，看到红褐色沉淀和大量气泡，用离子方程式解释原因___________。
Ⅱ．常用作电镀添加剂、催化剂等。
（3）①25℃时Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2的Ksp如表格所示，计算当溶液中Fe2+离子浓度均为时，Fe(OH)2沉淀完全时的pH值___________(已知)。
化学式 Ksp 开始沉淀时的pH值 沉淀完全时的pH值
Fe(OH)2 6.3
Fe(OH)3 1.5 2.8
Cu(OH)2 4.6 6.6
②为了除去CuCl2溶液中含有的少量FeCl2，可以用___________(填化学式，写出一种即可)将FeCl2氧化为FeCl3，然后通过加入___________(填化学式，写出一种即可)调控溶液pH值，使______________________，将FeCl3转化为除去。
③除去含CuCl2废水中Cu2+，下列最适合的物质是___________(已知：；；)。
a． b． c．
6．痛风是以关节炎反复发作及产生肾结石为特征的一类疾病，关节炎的原因归结于在关节滑液中形成了尿酸钠(NaUr)晶体，有关平衡如下；
①HUr(尿酸，aq) Ur-(尿酸根，aq)+H+(aq)(37 ℃时，Ka=4.0×10-6)
②NaUr(s) Ur-(aq)+Na+(aq)
（1）37 ℃时，1.0 L水中最多可溶解8.0×10-3 mol尿酸钠，此温度下尿酸钠的Ksp为_______。
（2）关节炎发作多在脚趾和手指的关节处，这说明温度降低时，尿酸钠的Ksp_______(填“增大”、“减小”或“不变”)，生成尿酸钠晶体的反应是_______(填“放热”或“吸热”)反应。
（3）37 ℃时，某尿酸结石病人尿液中尿酸分子和尿酸根离子的总浓度为2.0×10-3 mol·L-1，其中尿酸分子的浓度为5.0×10-4 mol·L-1，该病人尿液的c(H+)为_______，pH_______7(填“>”、“<”或“=”)。
7．铬(Cr)是硬度最高的金属，电镀废水中含有大量的Cr3+、或。
（1）铬铁尖晶石也叫铝铬铁矿，化学成分为FeCrAlO4，含Cr2O332%~38%，其中铁元素的化合价为___________。
（2）含有的废水毒性较大，对该废水做如下处理，则发生反应的离子方程式为___________。
（3）若要使废水中的c()降至，应调溶液的pH=___________。(已知：)
（4）已知铬酸钠(Na2CrO4)中，各种含铬离子的分布分数与pH变化关系如图所示。铬酸(H2CrO4)第二步电离的电离常数Ka2=___________。
8．回答下列问题
（1）泡沫灭火器的工作原理就是我们学习的盐类水解，它是彻底的双水解；
①灭火器有两个桶构成，一个是外面的钢桶，用来盛装___________；一个是里面看不到的塑料桶，用来盛装___________。(均填硫酸铝或碳酸氢钠的化学式)
②用离子方程式表示其工作原理___________。
（2）将足量BaCO3分别加入：① 30mL 水 ②10mL 0.2mol/LNa2CO3溶液 ③50mL 0.01mol/L 氯化钡溶液 ④100mL 0.01mol/L盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中Ba2+的浓度由大到小的顺序为：___________
（3）已知常温下，Ksp[Cu(OH)2]=2×10-20，要使0.2mol/LCuCl2溶液开始产生Cu(OH)2沉淀，则需调节pH=___________；要使沉淀较为完全(Cu2+浓度降低至原来的千分之一)，则溶液pH=___________。
（4）在水的电离平衡中，c(H+)和(OH-)的关系如图所示：
①100℃时，若盐酸中c(H+)=5×10-4mol/L，则由水电离产生的c(H+)=___________。
②25℃时，若0.015mol/L H2SO4溶液与pH=12 NaOH液等体积混合(混合后体积变化不计)，混合后的pH为___________。
9．请按要求回答下列问题：
（1）时，物质的量浓度均为的几种盐溶液的如下表所示。
序号 Ⅰ Ⅱ Ⅲ
溶液 溶液 溶液 溶液
5 7 8.4
①溶液Ⅰ显酸性的原因是_______(用离子方程式表示)。
②溶液Ⅱ中，_______(填“>”“<”或“=”) 。
③写出溶液Ⅲ中阴离子浓度由大到小的关系：_______。
（2）几种离子开始沉淀时的如下表所示。
离子
7.6 5.2 10.4
①当向含相同浓度的溶液中滴加氢氧化钠溶液时，_______(填离子符号)最先沉淀。
②时，要使硫酸铜溶液中铜离子浓度降至原来的千分之一，则应向溶液里加入氢氧化钠溶液，使溶液为_______。
（3）已知：时，的电离常数，则该温度下的水解平衡常数_______，若向溶液中加入少量的，则溶液中将_______(填“增大”“减小”或“不变”)。
（4）已知常温下和的分别为，浓度均为的、的混合溶液中.要使完全沉淀(离子浓度小于)而不沉淀，应该调节溶液的范围是_______，调节应选用的试剂是_______.(填化学式)。
10．工业上可用红土镍矿(主要成分为NiO，含有少量FeO、)制备镍并回收副产物黄铵铁矾[]的工艺流程如下。
已知几种物质开始沉淀和沉淀完全时的pH如下表所示。
物质 黄铵铁矾
开始沉淀的pH 7.2 2.7 1.3
沉淀完全的pH 9.2 3.7 2.3
“深度沉铁”通入调节溶液pH的范围是___________。
11．金属氢氧化物在酸中溶解度不同，因此可以利用这一性质，控制溶液的pH，达到分离金属离子的目的。难溶金属的氢氧化物在不同pH下的溶解度[S/(mol·L-1)]如图所示。
（1）pH=3时溶液中铜元素的主要存在形式是___________。
（2）若要除去CuCl2溶液中的少量Fe3＋，应该控制溶液的pH___________ (填字母)。
A．＜1　 B．4左右　　　　C．＞6
（3）在Ni(NO3)2溶液中含有少量的Co2＋杂质，___________(填“能”或“不能”)通过调节溶液pH的方法来除去，理由是___________。
一轮再回顾
易错点精析
二轮热点难点突破
针对训练
突破提升
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