1、用心去做，不言后悔H2A、 HA-、 A2-的物質的量分數專題：有關電解質溶液中的“四大常數”Ka、 Kb、 Kw、 Kh、 Ksp 的綜合運用電離平衡常數(Ka、 Kb)、水的離子積常數(Kw)、鹽的水解常數(Kh)、溶度積常數(Ksp)是電解質溶液中的四大常數，綜合性強、信息量大、思維強度大，是高考的熱點，也是中學化學的重點與難點。“四大常數”它們 均只與溫度有關；電離平衡常數(Ka、 Kb)、水的離子積常數(Kw)以及鹽的水解常數 (Kh) 均隨著溫度的升高而增大，因為弱電解質的電離 、水的 電離 及鹽的 水解 均為 吸熱反應。而溶度積常數(Ksp) 大小隨著溫度的升高不一定增大，因為溶

2、度積還與難溶電解質的性質和溫度有關。【強調】：(1 )有關常數的應用與計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關，而不隨其離子濃度的變化而變化來進行。( 2)相同類型的難溶電解質的Ksp越小，溶解度越小，越難溶。【 高考真題】：例 1 、(17 新課標 I )常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是A. Ka2(H2X)的數量級為106B. 曲線 N 表示 pH 與 lg cc(HHXX)的變化關系 c( 2 )C. NaHX溶液中c(H ) c(OH )D. 當混合溶液呈中性時，c(Na ) c(HX ) c(X 2 ) c(OH

3、) c(H )例2、 (17 新課標 II) 改變 0.1 mol/L 二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中的(X)c(X) 2(X) 隨 pH的變化如圖所示 已知c(H2A) c(HA ) c(A ) 。下列敘述錯誤的是A pH=1.2 時，c(H2A)=c(HA-)B lgK2(H2A)4.2C pH=2.7 時，c(HA-)>c(H 2A)=c(A 2-)D pH=4.2 時，c(HA-)=c(A 2-)=c(H +)例 3、 (17 新課標)在濕法煉鋅的電解循環溶液中，較高濃度的Cl-會腐蝕陽極板而增大電解能耗。可向溶液中同時加入Cu 和 CuSO4，生成 CuCl 沉淀從而除去Cl

4、 -。根據溶液中平衡時相關離子濃度的關系圖，下列說法錯誤的是A Ksp(CuCl) 的數量級為10-7B 除 Cl -反應為Cu Cu2+ 2Cl - =2CuClC 加入 Cu 越多，Cu+濃度越高，除Cl-效果越好D 2Cu+=Cu Cu2+平衡常數很大，反應趨于完全1)有關K、 Ka、 Kb、 Kh、 KW、 Ksp常數的說法正確的是。a 它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度b 它們的大小都隨溫度的升高而增大c 常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka2) CH3COON、 a CH3COOH溶液中，Ka、 Kh、 Kw的關系是。【延伸】：二元弱酸、二

5、元弱酸鹽溶液中呢？。李第 2 頁 共 8 頁用心去做，不言后悔c(CH 3COO )3)加水稀釋醋酸溶液，在稀釋過程中，c(CH3COOH) ( 填“增大”、“減小”或“不變”，下同 )，c(H ).c(CH 3COO )c(CH 3COOH )c(CH 3COO )c(CH 3COOH ). c(OH )c(H )c(CH 3COO )c(CH 3COOH ) c(CH3COO )， n(CH3COOH) n(CH3COO )。c(NH 3.H 2O)4)向NH4Cl 溶液中加水，其稀釋過程中c(NH 4 )( 填“增大”、“減小”或“不變”，下同 )，c Hc NH3· H2Oc

6、 NH3· H2Oc NH4， c NH4c OH，c(NH4 ) c(NH3· H2O)5) 25時，在pH 5 的酸性溶液中，c(H ) 水 mol· L 1。6)某溫度下，pH 值相同的鹽酸和氯化銨溶液分別稀釋，平衡pH 值隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。據圖回答下列問題：為稀釋時 pH 變化曲線，水的電離程度a 點 c 點( 填“>”、“<”或“”，下同 )； b點 c 點。 a 點時，等體積的兩溶液與NaOH反應，消耗NaOH的量多。7) 25時，pH 3 的醋酸和pH 11 的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液呈“中性”或“堿性”)，請寫出溶液

7、中離子濃度間的一個等式： 。8) 25時，將m mol/L 的醋酸和n mol/L 的氫氧化鈉溶液等體積混合后，溶液的pH 7，則溶液中c(CH3COO )+c(CH 3COOH)=， m與 n 的大小關系是m n (填“>”“”或“<” )。9)已知：Ksp(AgCl)=1.0 × 10-10， Ksp(Ag2SO4)=4.0 × 10-12。其溶解度：S(AgCl) S(Ag2SO4)。10) (11 福建 )已知25時，KspFe(OH) 32.79 ×10-39,該溫度下反應Fe(OH)33HFe33H2O的平衡常數K=。Kw)及應用。(1)

8、( 11 天津)Na2CO3溶液加水稀釋后，恢復至原溫度，pH和 Kw均減小(2) ( 12 江蘇)水的離子積常數Kw 隨著溫度的升高而增大，說明水的電離是放熱反應(3) ( 13 天津)在蒸餾水中滴加濃H2SO4， KW不變(4) ( 12 重慶)飽和石灰水中加入少量CaO，恢復至室溫后溶液的pH值不變(5) 向 100 mL 純水中滴加1 mL 濃硫酸，水的離子積常數Kw減小(6) 25 時，水的離子積為Kw ，該溫度下將a mol · L 1一元酸HA 與 b mol · L 1一元強堿BOH等體積混合，若恰好完全中和，則混合液中：c(H + ) KWKa、 Kb)的

9、應用與計算1 、下列說法正確的是。1)氨水加水不斷稀釋時，c(NH3 · H2O)/c(NH 4+) 始終保持減小c( CH 3COO )2) (11 山東)室溫下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀釋后，溶液中c(CH3COOH).c(OH )不變3) (13 江蘇)CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中cc(CCHH33CCOOOOH) 的值減小4)(15 浙江)40時，在氨水體系中通入CO2，隨著CO2的通入，c(OH ) 不斷增大c(NH3 · H2O)2、(17江蘇)H3AsO4水溶液中含砷的各物種的分布分數( 平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數) 與 p

10、H 的H3AsO4第一步電離方程式：H3AsO4H2AsO4- H+的電離常數為Ka1，pKa1=( pKa1=-lg Ka1)。李第 2 頁 共 8 頁用心去做，不言后悔例 3、（14浙江）25時氯氣-氯水體系中存在以下平衡關系： 12Cl 2（g） Cl 2（aq）K1=10 1.2Cl2（aq） H2OHClO H+ Cl K 2=10 3.4HClOH+ ClOKa=?其中Cl2（ aq）、HClO和ClO-分別在三者中所占分數（ ）隨 pH 變化的關系如圖所示，則Cl 2（g） H2O2H+ ClO- Cl-K=。例 4、右圖是用0.0500mol/LHCl 滴定 20.00mL 氨

11、水的滴定曲線圖，據圖 3 計算，當pH=11.0 時，NH3· H2O電離平衡常數Kb的近似值，Kb。（列式并計算）例 5、（16浙江） 苯甲酸鈉（，縮寫為NaA）可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸（HA）的抑菌能力顯著高于A 。已知 25 時，HA的 Ka=6.25 × 10 5。在生產碳酸飲料的過程中，除了添加NaA外，還需加壓充入CO2氣體。當pH為 5.0 時，飲料中cc（HAA） =。例 6、（16新課標）聯氨（又稱聯肼，N2H4，無色液體）為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨相似，聯氨第一步電離反應的平衡常數值為（已知：N2H4+H+N2H5+的 K=8.7 &#

12、215; 107；K W=1.0 × 10-14） 。聯氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為。例7、 （09 山東 ） 在 25下，將amol· L-1 的氨水與0.01mol · L-1 的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c（NH4+）=c（Cl -），則溶液顯性（填“酸”“堿”或“中”）；用含 a的代數式表示NH 3 · H2 O的電離常數Kb=。【 對照比較】 （12 山東 ）25 時，將amol NH4NO3溶于水，溶液顯酸性，原因是（ 用離子方程式表示） 。向該溶液滴加bL 氨水后溶液呈中性，則滴加氨水的過程中的水的電離平衡將 （ 填“正向”“不”或

13、“逆向”） 移動，所滴加氨水的濃度為mol · L-1。（ NH3· H2O的電離平衡常數取Kb=2× 10-5 mol · L-1，不考慮體積變化）例 8、常溫下，將amol· L 1CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的bmol· L 1的鹽酸使溶液呈中性（不考慮鹽酸和醋酸的揮發） ，用含 a 和 b的代數式表示醋酸的電離常數Ka。題組三、Ka· Kh Kw或Kb · Kh Kw的應用例 1 、已知25時，NH3·H2O的電離平衡常數Kb1.8 × 105mol·L1，

14、該溫度下1mol· L1的NH4Cl 溶液中c（H ）mol · L 1。 （ 已知 5.56 2.36）例 2、已知常溫時H2CO3的電離常數分別為Kal=4.3 × l0 7， Ka2 =5.0 × l0 11 。 Na2CO3溶液中CO32 第一步水解常數表達式Khl=，常溫時Khl的值為。例 3、常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH 9 的 Na2SO3溶液，吸收過程中水的電離平衡移動c SO23（ 填“向左”、“向右”或“不”） 。試計算溶液中c SO。常溫下H2SO3的c HSO3電離平衡常數：Ka1 1.0 × 10 2， K

15、a2 6.0 × 10 8）【對照比較】：（1）已知25時，H2CO3的電離平衡常數K1 =4.4 × 10 7mol/L 、 K2 =4.7 × 10 11mol/L ，當Na2CO3溶液的pH為11 時， 溶液中c（HCO3 ） c（CO32 ） =。2）已知H3FeO4 的電離常數分別為：K1=2.51 × 10-2 ,K 2=4.16 × 10-4 ,K3=5.01 × 10-8。當pH=4時，溶液中c（HFeO4-） ： c（H2FeO4）=。例 4、常溫下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，在NH4HCO3溶液中，

16、c(NH4+)c(HCO3- )( 填“ >”、“<”或“=” ) ；反應NH4+HCO3-+H2ONH3· H2O+H2CO3的平衡常數K=(已知常溫下NH3· H2O的電離平衡常數Kb= 2 × 10-5 mol· L-1， H2CO3的電離平衡常數Ka1 = 4 × 10-7mol · L-1 ， Ka2 = 4 × 10-11mol · L-1 )例 5、在某溫度時，將n mol ?L-1 氨水滴入10 mL 1.0 mol ?L 1鹽酸中，溶液pH 和溫度隨加入氨水體積變化曲線如右圖所示，下列

17、有關說法正確的是（ 1） a點 Kw=1.0 × 10 14（ 2）水的電離程度：b > c > a> d（ 3） b 點：c（NH4+） > c（Cl ） > c（H +） > c（OH ）（ 4） 25時NH4Cl 水解常數為（n-1 ）×10 7 mol ?L 1（用n 表示）（ 5） n 1.0（ 6） c點：c（NH4 ） c（Cl ） 1.0 mol · L 1例 6、氨基甲酸銨極易水解成碳酸銨, 酸性條件水解更徹底。將氨基甲酸銨粉末逐漸加入1L 0.1mol/L 的鹽酸溶液中直到pH=7（室溫下，忽略溶液體積變化）

18、，共用去0.052 mol 氨基甲酸銨，此時溶液中幾乎不含碳元素。此時溶液中c（NH4+）=；（填具體數值）NH4+水解平衡常數值為。例 7、室溫下，N2H5Cl 的水溶液顯N2H4+H2ON2H5 +OH- K 1=8.0 × 10-7N2H5 +H2ON2H62+OH- K 2=8.5 × 10-15題組四、Ksp的計算與應用例1、 （13 新課標 I） 已知Ksp（AgCl）=1.56 × 10-10， Ksp（AgBr）=7.7 × 10-13 ， Ksp（Ag 2CrO4）=9 × 10-11。某溶液中含有Cl-、 Br-和 CrO4

19、2-，濃度均為0.010mol/L ，向該溶液中逐滴加入0.010mol/L 的AgNO 3溶液時，三種陰離子產生沉淀的先后順序為A 、 Cl-、Br-、CrO42-B、CrO42-、Br、Cl- C 、Br-、Cl-、CrO42-D、Br、CrO42-、Cl-例 2、向BaSO4沉淀中加入飽和碳酸鈉溶液，充分攪拌，棄去上層清液，如此處理多次，可使BaSO4全部轉化為 BaCO3，發生反應：BaSO4（s）+CO32 （aq）BaCO3（s）+SO 42 （aq） 。已知某溫度下該反應的平衡常數K=4.0× 10 2， BaSO4的 Ksp=1.0 × 10-10，則BaC

20、O3的溶度積Ksp=。例 3、（17新課標 I ）某溶液中Fe2+、 Mg2+，若期中c（Mg2+）=0.02 mol/L ，加入雙氧水和磷酸（設溶液體積增加1 倍）后，使Fe3+恰好沉淀完全即溶液中c（Fe 3+）=1.0 × 10-5 mol/L ，此時是否有Mg3（PO4） 2沉淀生成；（列式計算）。FePO4、 Mg3（PO4） 2的 Ksp分別為 1.3 × 10-22、 1.0 × 10-24。例4、（1）（15 海南 ） 已知Ksp（AgCl） 1.8 ×1010，若向 50 mL 0.018 mol ·L1的AgNO3溶液中加入

21、50 mL0.020mol· L 1的鹽酸，混合后溶液中Ag 的濃度為mol · L 1， pH 為。（ 2） Al（OH）3是一種難溶物質，其溶度積常數為1.25 × 10-33。將 0.01 mol Al（OH） 3投入1 L 某濃度的鹽酸中，為使Al（OH） 3完全溶解得到澄清透明溶液，則鹽酸的濃度至少應為（體積變化忽略不計，結果保留三位有效數字）。題組五、Ka、 Kb、 Kw、 Kh、 Ksp 的綜合運用例 1 、下表是25時HClO2 及幾種常見弱酸的電離平衡常數：弱酸HClO2HFHCNH2SKa(mol/L)-2 1X10-2-46.3X10 -44

22、.9X10-10K1=9.1X10-8； K2=1.1X10-12常溫下，物質的量濃度相等的NaClO2、 NaF、 NaCN、 Na2S四種溶液的pH由大到小的順序為；體積相等，物質的量濃度相同的NaF、 NaCN兩溶液中所含陰陽離子總數的大小關系為：(填“前者大”“相等”或“后者大”)。常溫下，則等物質的量濃度的KCN與 HCN混合溶液中K+、 H+、 CN-、 HCN濃度大小順序為 。例 2、查閱資料可知：常溫下，K穩 Ag(NH3)2+=1.10 × 107， KspAgCl=1.76 × 10 10。銀氨溶液中存在平衡：Ag+(aq)+2NH3(aq)Ag(NH3

23、)2+(aq) ，該反應平衡常數的表達式為K穩 =計算得到可逆反應AgCl(s)+2NH 3(aq)Ag(NH3)2+(aq)+Cl (aq) 的化學平衡常數K=(保留 4 位有效數字)，1L 1mol/L 氨水中最多可以溶解AgCl mol (保留 2 位有效數字)。例 3、室溫下，0.1 mol · L-1 NaHCO3溶液的pH=8.31 ，有關該溶液的判斷正確的是A c(Na+)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H+)8 Ka1(H2CO3) · Ka2(H2CO3) <KwC c(H+)+c(Na+)= c(OH

24、-)+c(HCO3-)+c(CO32-)D 加入適量NaOH溶液后：c(Na+)=c(H2CO3)+c(HCO3-)+ c(CO32-)L 1 氨水中，溶液pH和溫度例 4、 ( 安徽改編) 室溫下，將1.000mol · L 1 鹽酸滴入20.00mL 1.000mol隨加入鹽酸體積變化曲線如圖所示。下列有關法正確的是A、 b點：c(NH4 ) c(NH3· H2O)=c(Cl ) B 、 c點： c(Cl )=c(NH 4 )C、 d點后，溶液溫度略下降的主要原因是NH3· H2O電離吸熱102(a 14)1(a 14) mol.LD 、室溫下，a 點的氨水電

25、離常數為1 10(a 14)E 、 c點時消耗鹽酸體積V(HCl)<20 mLF 、 a、 d 兩點的溶液，水的離子積Kw(a)>K w(d)例5、已知：pKa=lgKa，25時，H2A的pKa1=1.85，pKa2=7.19 。用0.1mol ·L1NaOH 溶液滴定20 mL 0.1mol · L 1H2A溶液的滴定曲線如下圖所示(曲線上的數字為 pH)。下列說法不正確的是Aa點所得溶液中；2n(H2A)+n(A 2 )=0.002molBb點所得溶液中：c(H2A)+c(H )=c(A2 )+c(OH )Cc 點所得溶液中：c(Na )<3c(HA

26、)Dd點所得溶液中：c(Na )>c(A 2 )>c(HA )例6、已知草酸為二元酸(K1=6× 10-2， K2=6× 10-5)，是一種溫和的還原劑。( 1)通過計算判斷中和反應2Fe(OH)3(s)+3H 2C2O42Fe3+6H2O+3C2O42-在常溫下能否發生。 (已知：KspFe(OH) 3=1 × 10-39； 66=4.67 × 104)( 2)在K3Fe(C2O4) 3溶液中存在：Fe(C 2O4) 3 3-Fe3+3C2O42-，常溫下，已知該溶液中 Fe(C 2O4) 3 3-的濃度與溫度的關系如右圖，則A點的c(Fe

27、3+)B 點的c(Fe3+) ( 填“<”“>”或“=” )；其他條件不變，向K3Fe(C2O4)3溶液中加入少量KMnO4固體，Fe3+的濃度( 填“增大”“減小”或“不變”) 。例 7、汽車尾氣中的S02可用石灰水來吸收，生成亞硫酸鈣濁液。常溫下，測得某純CaS03與水形成的濁液 pH為 9，已知Kal(H2S03)=1.8 × 10-2 ,Ka2(H2S03)=6.0 × 10-9，忽略SO32-的第二步水解，則Ksp(CaS03)【 強化練習】1、(16 新課標)下列有關電解質溶液的說法正確的是A向0.1mol · L-1 CH3COOH溶液中

28、加入少量水，溶液中c(CHc3(CO)OH)減小c(CH 3 COO )B將CH3COONa溶液從20升溫至30，溶液中c(CH3COOH)c(OH )增大C向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中cc(NCHl 4) 1D向AgCl、 AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中cc(BCrl)不變2、 25時，將a mol/L 的氨水與0.01mol/L 的 HCl 溶液等體積混合，反應后溶液的pH=10，下列說法正確的是(忽略溶液混合后體積的變化)a 0.01A此時溶液中NH3· H2O的物質的量濃度為2 +10-10-10-4mol/LB溶液中c(NH4+)= c(Cl )C此時水的

29、電離程度最大10 C ab的過程中，混合溶液中可能存在：c(A )=c(Na )D 25時NH3· H2O的電離平衡常數Kb a 0.01( mol/L )3、 25時，將n mol NH 4NO3溶于水，向該溶液中滴加v mL 氨水后溶液呈中性，則下列有關說法正確的是(NH3· H2O的電離平衡常數Kb = 2 × 10 25時，向盛有50mL pH=2的 HA溶液的絕熱容器中加入pH=13的 NaOH溶液，加入NaOH溶液的 體積 (V) 與所得混合溶液的溫度(T) 的關系如圖所示。下列敘述正確的是)A滴加氨水后水的電離平衡向正反應方向移動B若將等物質的量濃度

30、、等體積的NH4NO3和氨水混合，則混合溶液中：c(NH4+) > c(NH3· H2O)> c(NO3 ) > c(OH ) > c(H+)C混合溶液中：c(NH4 ) 200c(NH3· H2O)5nD所滴加氨水的濃度為v mol/L4、下表是25° C時某些鹽的溶度積常數和弱酸的電離平衡常數，下列說法正確的是化學式AgClAg2CrO4CH3COOHHClOH2CO3Ksp或Ka 10Ksp=1.8 × 10 D 25時， HA的電離平衡常數K約為1.43 × 102 12Ksp=2.0 × 10 125

31、Ka=1.8 × 10 5Ka=3.0 × 10 B bc的過程中，溫度降低的原因是溶液中發生了吸熱反應Ka1=4.1 × 10 A HA溶液的物質的量濃度為0.0l mol · L 1Ka2=5.6 × 10 11A. 相同濃度CH3COONa和 NaClO的混合液中，各離子濃度的大小關系是：c(Na+)>c(ClO )>c(CH 3COO )>c(OH )>c(H +)B. 碳酸鈉溶液中滴加少量氯水的離子方程式為CO32- + Cl 2+H2O =HCO3 +Cl +HClOC. 向 0.1mol · L-

32、1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH) c(CH3COO )=5 9，此時溶液pH=5D. 向濃度均為1× 10-3mol· L-1 的 KCl 和 K2CrO4混合液中滴加1× 10-3mol· L-1的 AgNO3溶液，CrO 42 先形成沉淀李第 13 頁 共 8 頁6、常溫下0.1mol/L 的 H2A溶液中H2A、 HA 、 A2 三者中所占物質的量分數pH變化的關系如圖所示。下列表述不正確的是A H2A2H+ + A2 K=10 5.4B在0.1mol/L NaHA 溶液中，各離子濃度大小關系為：c（Na+） c（HA-） c（H+） c（A2-） c（OH-）C已知25時HF的 Ka=10-3.45，將少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中，發生的反應為：H 2A+F HF+HAD將等物質的量的NaHA、 Na2A溶于水中，所得溶液pH恰好為4.27、常溫下，H3PO4與NaOH溶液反應的體系中，含磷各物種的分布分數（ 平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數） 與 pH 的關系如右圖所示 已知Ca3（PO4