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填空题突破7　 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算
【高考必备知识】
1．电离常数与水解常数的关系　
(1)电离常数表达式
①一元弱酸(HA)： HAH+＋A－ Ka＝
②二元弱酸(H2A)： H2AH+＋HA－ Ka1＝
HA－H+＋A2－ Ka2＝
Ka1·Ka2＝×＝
③一元弱碱(BOH)：BOHB+＋OH－ Kb＝
(2)电离常数(K电离)与电离度(α)的关系——以一元弱酸HA为例
25 ℃，c mol·L－1的弱酸HA，设电离度为α
HA H＋ ＋ A－
起始浓度/mol·L－1 c酸 0 0
变化浓度/mol·L－1 c酸·α c酸·α c酸·α
平衡浓度/mol·L－1 c酸－c酸·α c酸·α c酸·α
电离平衡常数Ka＝＝，由于α很小，可认为1－α≈1
则Ka＝c酸·α2，α＝ (越稀越电离)
则：c(H＋)＝c酸·α＝
(3)电离常数与水解常数的关系
①对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系：Kh＝
A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝＝,c(A－)·c(H＋)) ＝eq \f(Kw,)＝
②对于二元弱酸H2B，Kal(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB－)、Kh(B2－)的关系： Kh1＝；Kh2＝
B2－＋H2OHB－＋OH－，Kh1(B2－)＝＝＝
HB－＋H2OH2B＋OH－，Kh2(HB－)＝＝＝
③强酸弱碱盐：Kh＝
NH4Cl：NH＋H2ONH3·H2O＋H+
Kh＝ eq \f(c(NH3·H2O)·c(H+),c(NH)) ＝ eq \f(c(NH3·H2O)·c(H+)·c(OH－),c(NH)) ＝eq \f(Kw, eq \f(c(NH),c(NH3·H2O)) )＝
(3)水解常数(Kh)与溶度积常数(Ksp)的关系——强酸多元弱碱盐：Kh＝
如：AlCl3：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
Kh＝＝c3(OH－) ,c(Al3＋)·c3(OH－))＝
2．计算电离常数的常见类型
(1)起点时刻：巧用三段式
例1．HR是一元酸。室温时，用0.250 mol·L－1 NaOH溶液滴定25.0 mL HR溶液时，溶液的pH变化情况如图所示。其中，b点表示两种物质恰好完全反应。计算的电离常数Ka＝5×10－6
方法探究：此题根据纵坐标所给的数据，起点时刻pH＝3，HR中和一半时的pH＝4.7，可以优先考虑起点时刻计算电离常数，常用方法：三段式
解析：根据题意，b点时酸碱恰好完全反应，则c(HR)＝0.250 mol·L－1×0.02 L÷0.025 L＝0.2 mol·L－1，即0.2 mol·L－1的HR溶液的pH＝3HR H+＋ R－起始：0.2 0 0转化：10－3 10－3 10－3平衡：0.2－10－3 10－3 10－3 HR的电离常数Ka＝＝＝5×10－6
(2)遇中性时刻：电荷守恒配合物料守恒两步搞定
例2．25℃时，a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸以体积比3∶4混合，此时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝
方法探究：中性时刻采取电荷守恒和物料守恒，解题时建议用物质的量守恒去写，因为在反应过程中体积已经发生了变化
解析：根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。电荷守恒得：n(H＋)＋n(NH)＝n(Cl－)＋n(OH－)，则：n(NH)＝n(Cl－)=0.01×4=0.04 mol物料守恒得：3a＝n(NH)＋n(NH3·H2O)，则：n(NH3·H2O)＝(3a－0.04) molKb＝ eq \f(c(NH),c(NH3·H2O)) ＝eq \f(×10－7,)＝
(3)恰好完全反应时刻：水解三段式法或利用水解常数和电离常数的关系
例3．25 ℃时，0.1 mol·L－1的HCOONa溶液的pH＝10，则HCOOH的电离常数Ka＝10－7
方法探究：方法I、直接列水解三段式求解方法II、先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算
方法I．直接列水解三段式求解 HCOO－＋H2OHCOOH＋OH－ 起始: 0.1 0 0转化: 10－4 10－4 10－4 平衡: 0.1－10－4 10－4 10－4Ka＝＝ ＝10－7 方法II．先求出水解常数，再利用水解常数和电离常数的关系进行计算利用左边的三段式，先求出HCOO－的水解常数Kh＝＝ ＝10－7Ka＝＝＝10－7
【真题演练】
1．(2025·浙江1月卷)25℃下，(CH3)2NH·H2O的电离常数为Kb，－lgKb＝3.2，则1 mol·L－1 [(CH3)2NH2]+Cl－水溶液的pH＝______
2．(2024·浙江1月)用氨水吸收HCOOH，得到1.00 mol·L－1氨水和0.18 mol·L－1甲酸铵的混合溶液，298K时该混合溶液的pH＝_____。[已知：298K时，电离常数Kb(NH3 H2O)＝1.8×10－5、Ka(HCOOH)＝1.8×10－4]
3．(2024·广东卷)在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX(X为A或B)在某非水溶剂中的Ka
a．选择合适的指示剂HIn，Ka(HIn)＝3.6×10－20；其钾盐为KIn
b．向KIn溶液中加入HX，发生反应：In－＋HXX－＋HIn。KIn起始的物质的量为n0(KIn)，加入HX的物质的量为n(HX)，平衡时，测得c平(In－)/c平(HIn)随n(HX)/n0(KIn)的变化曲线如图
已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离
(1)计算Ka(HA)__________________(写出计算过程，结果保留两位有效数字)
(2)在该溶剂中，Ka(HB) Ka(HA)；Ka(HB) Ka(HIn)。(填“＞”“＜”或“＝”)
4．(2023·广东卷)已知：氨性溶液由NH3·H2O、(NH4)2SO3和(NH4)2CO3配制。常温下，Ni2+、Co2+、Co3+与NH3形成可溶于水的配离子：lgKb(NH3·H2O)＝－4.7。常温下，pH＝9.9的氨性溶液中，c(NH3·H2O)_____c(NH4+) (填“＞”“＜”或“＝”)
5．(2023·山东卷)一定条件下，水气变换反应CO＋H2OCO2＋H2的中间产物是HCOOH。为探究该反应过程，研究 水溶液在密封石英管中的分子反应：
Ⅰ．HCOOHCO＋H2O(快)
Ⅱ．HCOOHCO2＋H2(慢)
研究发现，在反应Ⅰ、Ⅱ中，H+仅对反应Ⅰ有催加速作用；反应Ⅰ速率远大于反应Ⅱ，近似认为反应Ⅰ建立平衡后始终处于平衡状态。忽略水电离，其浓度视为常数。反应Ⅰ正反应速率方程为：v＝kc(H+)·(HCOOH)，k为反应速率常数。T1温度下，HCOOH电离平衡常数为Ka，当HCOOH平衡浓度为x mol·L－1时，H+浓度为_________
mol·L－1，此时反应Ⅰ应速率v＝_________ mol·L－1·h －1 (用含Ka、x和k的代数式表示)
6．(2023·海南卷)298K时，H3PO4(aq)＋KCl(s)KH2PO4(s)＋HCl(g)的平衡常数K＝_______(已知H3PO4的Ka1＝6.9×10－3)
7．(2022·江苏卷)硫铁化合物(FeS、FeS2等)应用广泛。纳米FeS可去除水中微量六价铬[Cr(VI)]。在pH＝4~7的水溶液中，纳米FeS颗粒表面带正电荷，Cr(VI)主要以HCrO、Cr2O、CrO等形式存在，纳米FeS去除水中Cr(VI)主要经过“吸附→反应→沉淀”的过程。
已知：Ksp(FeS)＝6.5×10－18 ，Ksp(Fe(OH)2)＝6.5×10－18 ；H2S电离常数分别为Ka1=1.1×10－7、Ka2=1.3×10－13
(1)在弱碱性溶液中，FeS与CrO反应生成 Fe(OH)3、Cr(OH)3 和单质S，其离子方程式为__________________
(2)在弱酸性溶液中，反应FeS＋H+Fe2+＋HS－的平衡常数K的数值为__________
(3)在pH＝4~7溶液中，pH越大，FeS去除水中Cr(VI)的速率越慢，原因是__________________________________
______________________________________________________
8．(2022·湖南卷)某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，则该溶液的pH＝_______(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)
9．(2022·天津卷)H2S的电离方程式为______________。25 ℃时，H2S溶液中H2S、HS－、S2－在含硫粒子总浓度中所占分数δ随溶液pH的变化关系如图2。由图2计算，H2S的Ka1＝__________，Ka2＝__________。再生反应在常温下进行，Fe2＋L解离出的Fe2＋易与溶液中的S2－形成沉淀。若溶液中的c(Fe2＋)＝1.0×10－5 mol·L－1，c(H2S)＝6.0×10－9 mol·L－1，为避免有FeS沉淀生成，应控制溶液pH不大于_______
(已知25 ℃时，FeS的Ksp为6.0×10－18)。
【题组训练】
1．已知25 ℃时，测得浓度为0.1 mol·L－1的BOH溶液中，c(OH－)＝1×10－3mol·L－1
(1)写出BOH的电离方程式：_______________________________
(2)BOH的电离度α＝________
(3)BOH的电离平衡常数Kb＝________
2．常温下，向20mL0.1 mol·L－1氨水中滴加一定浓度的稀盐酸，溶液中水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化如图所示，计算氨水的电离平衡常数Kb＝________
3．化学上常用AG表示溶液中的lg。25 ℃时，用0.1 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1 mol·L－1的HNO2溶液。AG与所加NaOH溶液体积(V)的关系如图所示，计算25 ℃时，HNO2的电离常数Ka＝________
4．常温下，向20 mL 0.010 mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lg c(OH－)与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图。请计算在P点的电离平衡常数Ka＝　　　
5．常温下，将pH＝a的NaOH溶液与pH＝b的醋酸溶液等体积混合后，两者恰好完全反应，则该温度下醋酸的电离常数约为________
6．常温下，向amol·L－1CH3COONa溶液中滴加等体积的bmol·L－1盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，则醋酸的电离常数Ka＝____________(用含a和b的代数式表示)。
7．常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(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Ka＝________________(用含a和b的代数式表示)
8．已知对于电离常数为Ka的某一元弱酸滴定过程中，pH突变随其浓度的增大而增大，且浓度主要影响滴定终点和滴定终点之后的曲线部分。常温下，用不同浓度的NaOH溶液分别滴定20 mL与其同浓度的某弱酸HA溶液，滴定曲线如图所示。Ka＝________
9．25 ℃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)＝c(Cl－)，则溶液显______(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________
10．向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则c(NH)　　　　2c(SO)(填“＞”“＜”或“＝”)，此时混合溶液中c(NH)＝176 c(NH3·H2O)，则NH3·H2O的电离常数Kb为　　　　
11．在25 ℃时，将a mol·L－1的氨水溶液与0.02 mol·L－1HCl溶液等体积混合后溶液恰好呈中性(忽略溶液混合后体积的变化)，用含a的表达式表示25 ℃时NH3·H2O的电离常数Kb＝______________。用质量分数为17%、密度为0.93 g·cm－3的氨水，配制200 mL a mol·L－1的氨水，所需原氨水的体积V＝________ mL
12．25 ℃时，向含a mol NH4NO3的溶液中滴加b L氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________mol·L－1
(已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5 mol·L－1)
13．在25℃下，将0.2 mol·L－1的氨水与0.2 mol·L－1的硝酸等体积混合，反应后溶液的pH＝5，则该温度下氨水的电离常数Kb＝_______
14．25℃时，向10 mL 0.2 mol·L－1 NaOH溶液中加入0.2 mol·L－1 的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。则该温度下HA的电离常数Ka＝_______
15．25 ℃时，用0.20 mol·L－1的BOH滴定10.00 mL 0.1 mol·L－1H2SO4溶液，加入氨水的体积(V)与溶液中lg的关系如图所示(忽略溶液体积变化)。则该温度下BOH的电离常数Kb＝_______
16．已知饱和硫化氢的浓度为0.1 mol·L－1，硫化氢的电离常数为Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19。计算饱和硫化氢溶液中c(H＋)＝_______
17．CO2可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH＝13，CO2主要转化为__________(写离子符号)；若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，溶液pH＝_______。(室温下，H2CO3的K1＝4×10－7；K2＝5×10－11)
18．25 ℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。该温度下，0.1 mol·L－1H2TeO3的电离度α约为________
(α＝×100%)
19．25 ℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。；NaHTeO3溶液的pH________(“＞”“＜”或“＝”)7
20．已知25℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为
2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝______mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的eq \f(c(SO),c(HSO))＝__________
21．在NH4HCO3溶液中，反应NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝________(已知常温下NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝2×10－5，H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4×10－7)
22．常温下，Ksp[Fe(OH)2]＝1.64×10－14，则求得反应：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋的平衡常数为_________(保留1位小数)
23．已知：Kw＝1.0×10－14，Al(OH)3＋H2OAl(OH)＋H＋　K＝2.0×10－13。Al(OH)3溶于NaOH溶液反应的平衡常数等于________
24．改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示。计算的第二步电离常数Ka2＝________
25．298 K时，向H3PO4溶液中滴入NaOH溶液，溶液中H3PO4、H2PO、HPO、PO的物质的量分数δ(X)随pH的变化关系如图所示。计算：Ka1(H3PO4)＝________，Kh(H2PO)＝________
26．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2O＋H＋　Ka1，HC2OC2O＋H＋　Ka2，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中H2C2O4、HC2O、C2O三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示
则常温下：(1)Ka1＝________
(2)Ka2＝________
(3)pH＝2.7时，溶液中＝__________________________
27．如图所示为二元酸H2A溶液中各微粒的物质的量分数(δ)随溶液pH的变化曲线(25 ℃)。
H2A的电离平衡常数Ka1＝________，溶液pH＝7时，＝________
【填空题突破7　 电解质溶液中有关电离(水解)平衡常数的计算】答案
【真题演练】
1．5.4
解析：25℃下，(CH3)2NH·H2O的电离常数为Kb，－lgKb＝3.2，即Kb＝10－3.2，则
[(CH3)2NH2] ++H2O(CH3)2NH·H2O +H+的水解平衡常数为：Kh＝＝＝10－10.8，1 mol·L－1
[(CH3)2NH2] +Cl－水溶液中c(H+)＝＝10－5.4，故其pH＝－lgc(H+)＝－lg10－5.4＝5.4。
2．10
解析：甲酸铵水解：NH＋HCOO－＋H2ONH3·H2O＋HCOOH，由氨水和甲酸铵的浓度知，甲酸铵的水解受抑制，由电离和水解都很微弱知，溶液中c(NH)≈0.18 mol·L－1，c(NH3·H2O)≈1.00 mol·L－1，根据Kb(NH3·H2O)＝eq \f(c(OH－)·c(NH),c(NH3·H2O))，知c(OH－)＝eq \f(c(NH3·H2O)·Kb(NH3·H2O),c(NH))＝mol·L－1＝10－4mol·L－1，c(H＋)＝10－10mol·L－1，故pH＝10。
3．(1)4.0×10－21
(2)＞ ＞
解析：(1)由变化曲线图可知，当＝1.0时，＝3.0，设初始c0(KIn)＝c0 mol·L－1，则初始c(HA)＝c0 mol·L－1，转化的物质的量浓度为x mol·L－1，可列出三段式如下：
　　　　 In－　＋　HAA－＋HIn
c0 c0 0 0
x x x x
c0－x c0－x x x
由＝3.0，即＝3.0，解得x＝0.25c0，则该反应的平衡常数为K1＝＝＝＝＝＝，解得Ka(HA)＝4.0×10－21。
(2)根据图像可知，当＝1.0时，设此时转化的物质的量浓度为y mol·L－1，可列出三段式如下：
　　　　 In－　＋　HBB－＋HIn
c0 c0 0 0
y y y y
c0－y c0－y y y
此时＜1.0，即＜1.0，则y＞0.5c0，则反应的平衡常数K2＝＞1>K1，则Ka(HB)＞Ka(HA)，Ka(HB)＞Ka(HIn)。
4．＞
解析：常温下，pH＝9.9的氨性溶液中，lg Kb(NH3·H2O)＝－4.7，Kb(NH3·H2O)＝10－4.7＝，＝＝＝10－0.6<1，则c(NH3·H2O)＞c(NH)；
5．　 kx
解析：T1温度时，HCOOH建立电离平衡：HCOOHHCOO－＋H＋，Ka＝，
c(HCOO－)＝c(H＋)，故c(H＋)＝ mol·L－1。v＝kc(H＋)·c(HCOOH)＝kx。
6．6.9×10－3
解析：298K时，H3PO4(aq)＋KCl(s)KH2PO4(s)＋HCl(g)的离子方程式为H3PO4H2PO＋H+，其平衡常数
K＝＝Ka1＝6.9×10－3
7．(1)FeS＋CrO＋4H2O===Fe(OH)3＋Cr(OH)3＋S＋2OH－
(2) 5×10－5
(3)(OH－)越大，FeS表面吸附的Cr(Ⅵ)的量越少，FeS溶出量越少，Cr(Ⅵ)中CrO物质的量分数越大　
解析：(1)在弱碱性溶液中，FeS与CrO反应生成Fe(OH)3、Cr(OH)3和单质S的离子方程式为：FeS＋CrO＋4H2O===Fe(OH)3＋Cr(OH)3＋S＋2OH－；(2)反应FeS＋H＋Fe2＋＋HS－的平衡常数K＝ ，由题目信息可知，Ksp(FeS)＝c(Fe2＋)·c(S2－)＝6.5×10－18，H2S电离常数Ka2＝＝1.3×10－13，所以K＝＝＝5×10－5；(3)在pH＝4～7溶液中，pH越大，FeS去除水中Cr(VI)的速率越慢，是由于c(OH-)越大，FeS表面吸附的Cr(VI)的量越少，FeS溶出量越少，Cr(VI)中CrO物质的量分数越大；故答案为：FeS＋CrO＋4H2O===Fe(OH)3＋Cr(OH)3＋S＋2OH－；5×10－5；(OH－)越大，FeS表面吸附的Cr(Ⅵ)的量越少，FeS溶出量越少，Cr(Ⅵ)中CrO物质的量分数越大
8．10
解析：某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，由Ka2＝可得，c(H＋)＝×Ka2＝2×5.0×10－11 mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，则该溶液的pH＝10。
9．H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－　1.0×10－7　1.0×10－13　8
【题组训练】
1．(1)BOHB＋＋OH－　
(2)1%　
(3)1×10－5
解析：因c(BOH)初始＝0.1 mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝×100%＝1%；BOH不完全电离，故电离方程式为BOHB＋＋OH－；电离平衡时，c(BOH)平衡＝0.1 mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则电离常数Kb＝＝＝1×10－5。
2．1.0×10－5
解析：a点，溶液中c(NH)≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1 mol·L－1－0.001 mol·L－1≈0.1 mol·L－1，则氨水的电离常数K＝＝＝10－5
3．1.0×10－4.5
解析：A点溶液为HNO2溶液，结合lg＝8.5和水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，可计算出A点
c(H＋)＝10－2.75 mol·L－1，则亚硝酸的电离平衡常数Ka＝＝＝1.0×10－4.5
4．1.0×10－6
解析：在相同温度下，M、P点的电离常数相同，用M点计算电离常数。
HAH＋＋A－，c(H＋)≈c(A－)
常温下，Ka(HA)＝≈＝1.0×10－6。
5．1014－a－2b
解析：pH＝b的醋酸溶液中c(H＋)＝c(CH3COO－)＝10－b mol·L－1，pH＝a的NaOH溶液中c(OH－)＝c(NaOH)＝
10a－14 mol·L－1，将两者等体积混合，恰好完全反应，则说明醋酸的物质的量浓度等于NaOH的物质的量浓度，c(CH3COOH)约为10a－14 mol·L－1，故该温度下醋酸的电离常数为1014－a－2b。
6．
解析：(1)由电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)＋c(CH3COO－)，物料守恒有c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，溶液呈中性，所以c(CH3COOH)＝c(Cl－)。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
－ 10－7
Ka＝＝。
7．
解析：根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。
CH3COOHCH3COO－＋H＋
－b b 10－7
Ka＝＝。
8．Ka＝
9．中　
10．＝　1.76×10－5
解析：向氨水中加入0.05 mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则根据电荷守恒有c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO)，所以c(NH)＝2c(SO)。因混合溶液中c(NH)＝176 c(NH3·H2O)，NH3·H2O的电离常数Kb＝eq \f(c(NH)·c(OH－),c(NH3·H2O))＝1.76×10－5。
11．(或)　21.5a(或或)
12．
13．10－5　
14．1.0×10－4.4
15．1.0×10－11
16．1.0×10－4mol·L－1
解析：由于氢硫酸Ka1 Ka2，且电离常数很小，因而可用其一级电离常数计算氢离子浓度。c(H＋)＝≈mol·L－1＝1.0×10－4mol·L－1。
17．CO　10
解析：因反应后所得溶液碱性较强，故CO2应主要转化为碱性较强的CO。
由HCOCO＋H＋知，K2＝，将c(CO)∶c(HCO)＝1∶2代入可得：c(H＋)＝2K2＝2×5×10－11＝10－10，故pH＝10。
18．10%　
解析：亚碲酸(H2TeO3)为二元弱酸，以一级电离为主，H2TeO3的电离度为α，
　　　　　　　　　 H2TeO3HTeO＋H＋
起始浓度/mol·L－1 0.1 0 0
电离浓度/mol·L－1 0.1α 0.1α 0.1α
平衡浓度/mol·L－1 0.1(1－α) 0.1α 0.1α
Ka1＝1×10－3＝，解得α≈10%；
19．＜
解析：已知Ka1＝1×10－3，则HTeO的水解常数Kh＝＝＝10－11＜Ka2，故HTeO的电离程度大于其水解程度，NaHTeO3溶液显酸性，pH＜7。
20．6.0×10－3 0.62
21．1.25×10－3
解析：根据盐类水解规律，由NH3·H2O的电离平衡常数K＝2×10－5、H2CO3的电离平衡常数K＝4×10－7可知，碳酸氢根的水解程度更大，所以c(NH) 大于c(HCO)；反应NH＋HCO＋H2O===NH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝eq \f(c（NH3·H2O）×c（H2CO3）,c（NH）×c（HCO）)＝＝＝1.25×10－3。
22．6.1×10－15
解析：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋的平衡常数K＝＝＝≈6.1×10－15。
23．20
解析：Al(OH)3溶于NaOH溶液发生反应：Al(OH)3＋OH－Al(OH)　K1，可分两步进行：
Al(OH)3＋H2OAl(OH)＋H＋　K
H＋＋OH－H2O　
则K1＝＝＝20。
24．10－4.2
25．1.0×10－2.1 1.0×10－11.9
26．(1)10－1.2　
(2)10－4.2　
(3)1 000
解析：(1)由图像可以知道pH＝1.2时，c(HC2O)＝c(H2C2O4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。
(2)pH＝4.2时，c(HC2O)＝c(C2O)，则Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可以知道＝＝＝103＝1 000。
27．1×10－4.2　1×100.8　
解析：pH＝4.20时，c(H2A)＝c(HA－)，H2A的电离平衡常数Ka1＝＝c(H＋)＝10－4.20，pH＝6.20时，c(A2－)＝c(HA－)，H2A的电离平衡常数Ka2＝＝c(H＋)＝10－6.20，pH＝7，则c(H＋)＝10－7，＝×＝＝＝1×100.8。
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