高三化学一轮复习+专题八微专题3++电离(水解)常数的相关计算+讲义

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＝＝Ka＝【精准训练3】1．在25℃下，将0.2mol·L－1的氨水与0.2mol·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＝_______2．25℃时，向10mL0.2mol·L－1NaOH溶液中加入0.2mol·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＝_______3．25℃时，用0.20mol·L－1的BOH滴定10.00mL0.1mol·L－1H2SO4溶液，加入氨水的体积(V)与溶液中lgeq\f(cH＋,cOH－)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＝_______类型四、利用图像特殊交点求电离常数说明：pH为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标一元弱酸(以CH3COOH为例)二元酸(以草酸H2C2O4为例)δ0为CH3COOH分布系数δ1为CH3COO－分布系数δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2Oeq\o\al(－,4)分布系数、δ2为C2Oeq\o\al(2－,4)分布系数交点即为CH3COOH的电离常数的负对数左边交点为H2C2O4的第一步电离常数的负对数右边交点为H2C2O4的第二步电离常数的负对数例4．25℃时，HCOOH和HCOONa的混合溶液中HCOOH、HCOO－的浓度存在关系式：c(HCOO－)＋c(HCOOH)＝0.100mol·L－1，含碳元素的粒子浓度与pH的关系如图所示，则HCOOH的电离常数Ka＝1.0×分析：交点时刻c(HCOO－)和c(HCOOH)相等，交点即为HCOOH的电离常数的负对数，利用交点时刻c(HCOO－)和c(HCOOH)相等，代入计算，例5．常温下，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定某浓度的二元弱酸(H2X)溶液，所得溶液中各种含X的微粒的物质的量分数(δ)与pH的变化曲线如图所示(1)计算H2X的一级电离常数Ka1＝10－1.2(2)X2－的一级水解常数Kh＝10－9.8分析：利用两交点时刻可以分别求出Ka1和Ka2的负对数(1)H2X的电离常数,利用pH＝1.2时，c(H2X)＝c(HX－)，代入计算，Ka1＝c(H＋)＝10－1.2(2)X2－的水解常数，利用pH＝4.2时，c(X2－)＝c(HX－)，代入计算，Kh＝c(OH－)＝104.2－14＝10－9.8例6．室温下，某二元碱X(OH)2水溶液中相关组分的物质的量分数随溶液pH变化的曲线如图所示，计算X(OH)2第二步电离常数Kb2＝10－7.8分析：利用两交点时刻可以分别求出Kb1和Kb2的负对数X(OH)2的第二步电离常数,利用pH＝6.2时，c(X2+)＝c[X(OH)+]，代入计算，Kh1＝c(OH—)＝【精准训练4】．改变0.1mol·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＝________2．298K时，向H3PO4溶液中滴入NaOH溶液，溶液中H3PO4、H2POeq\o\al(－,4)、HPOeq\o\al(2－,4)、POeq\o\al(3－,4)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(H2POeq\o\al(－,4))＝________3．已知草酸为二元弱酸：H2C2O4HC2Oeq\o\al(－,4)＋H＋Ka1，HC2Oeq\o\al(－,4)C2Oeq\o\al(2－,4)＋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、HC2Oeq\o\al(－,4)、C2Oeq\o\al(2－,4)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eq\f(c2HC2O\o\al(－,4),cH2C2O4·cC2O\o\al(2－,4))＝__________________________4．已知亚磷酸(H3PO3)为二元弱酸，常温下，向某浓度的亚磷酸溶液中逐滴加入一定物质的量浓度的KOH溶液，混合溶液的pH与离子浓度的关系如图所示(1)写出亚磷酸电离的方程式：________________________、________________________(2)表示pH与lgeq\f(cHPO\o\al(2－,3),cH2PO\o\al(－,3))的变化关系的曲线是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)(3)根据图像计算亚磷酸的Ka1＝________三、与电离常数的有关计算类型一、利用电离平衡常数计算c(H＋)或c(OH－)1．已知饱和硫化氢的浓度为0.1mol·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＋)＝_______2．已知25℃时，NH3·H2O的电离常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝__________mol·L－1(已知eq\r(5.56)≈2.36)类型二、利用电离常数求pH3．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(HCOeq\o\al(－,3))∶c(COeq\o\al(2－,3))＝2∶1，溶液pH＝_______。(室温下，H2CO3的K1＝4×10－7；K2＝5×10－11)4．工业尾气中的SO2一直是环境污染的主要原因之一，工业上常采用氨水将SO2转化为NH4HSO3，再氧化为(NH4)2SO4的方法降低尾气中的含硫量。实验测得NH4HSO3溶液中c(SOeq\o\al(2－,3))∶c(H2SO3)＝1500，则溶液的pH为________(已知：H2SO3的Ka1＝1.5×10－2，Ka2＝1.0×10－7)类型三、利用电离常数求电离度5．25℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。该温度下，0.1mol·L－1H2TeO3的电离度α约为________(α＝eq\f(已电离弱电解质分子数,弱电解质分子总数)×100%)6．25℃时，已知25℃时，Kb＝1.8×10－5，计算2mol·L－1氨水的电离度α约为________类型四、利用电离常数判断弱酸酸式盐的酸碱性7．已知25℃时，草酸的电离平衡常数Ka1＝5.0×10－2，Ka2＝5.2×10－5；碳酸的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，则NaHC2O4溶液的pH____(填“＞”“＜”或“＝”，下同)7，NaHCO3溶液的pH____78．25℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。；NaHTeO3溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7类型五、利用电离常数判断弱酸弱碱盐的酸碱性9．工业上常用氨水吸收二氧化硫，可生成(NH4)2SO3。判断常温下(NH4)2SO3溶液的酸碱性并说明判断依据________________________________________________________________________________________________(已知常温下NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5；H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.3×10－8)10．已知：25℃时，电离常数Kb(NH3·H2O)＝2.0×10－5，Ka1(H2CO3)＝4.0×10－7、Ka2(H2CO3)＝5.0×10－11①判断0.1mol/L的(NH4)2CO3溶液使pH试纸________(填“变蓝”“不变色”或“变红”)，该溶液中c(COeq\o\al(2－,3))、c(HCOeq\o\al(－,3))、c(NHeq\o\al(＋,4))的浓度大小关系是________②0.50mol/L的Na2CO3溶液的pH＝________(不考虑COeq\o\al(2－,3)第二步水解和H2O的电离)类型六、利用电离常数求比值11．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2.0mol·L-1，溶液中的c(OH−)=______mol·L−1。将SO2通入该氨水中，当c(OH−)降至1.0×10−7mol·L−1时，溶液中的c()/c()=__________12．常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中c(SOeq\o\al(2－,3))∶c(HSO3—)＝________。(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)类型七、利用电离常数求某一反应的平衡常数13．在NH4HCO3溶液中，反应NHeq\o\al(＋,4)＋HCOeq\o\al(－,3)＋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)14．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)【巩固练习】1．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCOeq\o\al(－,3)＋H＋的电离常数K1＝________(已知：10－5.60＝2.5×10－6)2．在25℃时，将amol·L－1的氨水溶液与0.02mol·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0.93g·cm－3的氨水，配制200mLamol·L－1的氨水，所需原氨水的体积V＝________mL3．25℃时，向含amolNH4NO3的溶液中滴加bL氨水呈中性，则所滴加氨水的浓度为________mol·L－1(已知Kb(NH3·H2O)＝2×10－5mol·L－1)．－)，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＝________5．联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为_____________(已知：N2H4+H+N2H5+的K=8.7×107；KW=1.0×10-14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为_______________6．用40%的硫酸溶液吸收氨气获得(NH4)2SO4的稀溶液，测得常温下，该溶液的pH=5，则________。(计算结果保留一位小数，已知该温度下NH3·H2O的Kb=1.7×10-5)；若将该溶液蒸发掉一部分水后恢复室温，则的值将_____(填“变大”“不变”或“变小”)7．已知常温下，HCN的电离平衡常数Ka＝6.2×10－10(1)常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显_____(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－)____c(HCN)(填“＞”“＜”或“＝”)，该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________(2)常温下，若将cmol·L－1盐酸与0.62mol·L－1KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝__________(小数点后保留4位数字)8．磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列问题：(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序_____________(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：______________________________________________9．向氨水中加入0.05mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则c(NHeq\o\al(＋,4))2c(SOeq\o\al(2－,4))(填“＞”“＜”或“＝”)，此时混合溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))＝176c(NH3·H2O)，则NH3·H2O的电离常数Kb为10．磷能形成次磷酸(H3PO2)、亚磷酸(H3PO3)等多种含氧酸。(1)次磷酸(H3PO2)是一种精细化工产品，已知10mL、1mol·L－1H3PO2与20mL1mol·L－1的NaOH溶液充分反应后生成组成为NaH2PO2的盐，回答下列问题：①NaH2PO2属于(填“正盐”“酸式盐”或“无法确定”)。②若25℃时，K(H3PO2)＝1×10－2mol·L－1，则0.02mol·L－1的H3PO2溶液的pH＝③设计两种实验方案，证明次磷酸是弱酸：____________________________________________________________________________________________、____________________________________________________________________________________________(2)亚磷酸(H3PO3)是二元中强酸，某温度下，0.11mol·L－1的H3PO3溶液的pH为2，该温度下H3PO3的电离常数Ka1约为(Ka2＝2×10－7mol·L－1，H3PO3的二级电离和水的电离忽略不计)(3)亚磷酸的结构式为(式中P→O表示成键电子对全部由磷原子提供)，含有两个“—OH”，分子中有两个可电离的H＋，因而是二元酸，由此类推次磷酸分子中含有个“O—H”键。(4)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液，回答下列问题：①恰好中和生成Na2HPO3时，所得溶液的pH(填“＞”“＜”或“＝”，下同)7；②溶液呈中性时，所得溶液的c(Na＋)c(H2POeq\o\al(－,3))＋2c(HPOeq\o\al(2－,3))③若用甲基橙做指示剂，用NaOH溶液滴定，达到滴定终点时，所得溶液的c(Na＋)c(H2POeq\o\al(－,3))＋2c(HPOeq\o\al(2－,3))11．根据H3BO3的解离反应：H3BO3＋H2OH＋＋B(OH)eq\o\al(－,4)，Ka＝5.81×10－10，可判断H3BO3是______酸12．次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，写出其电离方程式：________________________________________，NaH2PO2溶液显________(填“弱酸性”“中性”或“弱碱性”)。13．已知常温下H2CO3为二元弱酸，其第一、二步电离的电离常数分别为Ka1、Ka2，且Ka1≈104Ka2。Na2CO3溶液的第一、二步水解反应的平衡常数称为水解常数，分别为Kh1、Kh2①请推导出Kh1与Ka2的关系为_________(用表达式表示)②常温下，0.01mol·L－1的Na2CO3溶液的pH为___________(用含Kh1的表达式表示)14．次氯酸为一元弱酸，具有漂白和杀菌作用，其电离平衡体系中各成分的组成分数δ[δ(X)＝eq\f(c（X）,c（HClO）＋c（ClO－）)，X为HClO或ClO－]与pH的关系如图所示。HClO的电离常数Ka值为________15．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，eq\f(c（A2－）,c（HA－）)＝________16．H3AsO4水溶液中含砷的各物种的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系如图所示，H3AsO4第一步电离方程式H3AsO4H2AsOeq\o\al(－,4)＋H＋的电离常数为Ka1，则pKa1＝(pKa1＝－lgKa1)17．常温下，向20mL0.010mol·L－1的HA溶液中逐滴加入0.010mol·L－1的NaOH溶液，溶液中lgc(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＝18．在某温度时，将nmol·L－1氨水滴入10mL1.0mol·L－1盐酸中，溶液pH和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示。25℃时，NH4Cl水解平衡常数为__________(用n表示)【电离(水解)常数的相关计算】答案【精准训练1】1．(1)BOHB＋＋OH－(2)1%(3)1×10－5解析因c(BOH)初始＝0.1mol·L－1，c(BOH)电离＝c(B＋)＝c(OH－)＝1×10－3mol·L－1，则电离度α＝eq\f(1×10－3mol·L－1,0.1mol·L－1)×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＝0.1mol·L－1－1×10－3mol·L－1≈0.1mol·L－1，则电离常数Kb＝eq\f(cB＋·cOH－,cBOH)＝eq\f(1×10－3×1×10－3,0.1)＝1×10－5。2．1.0×10－5解析：a点，溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))≈c(OH－)，c(NH3·H2O)＝0.1mol·L－1－0.001mol·L－1≈0.1mol·L－1，则氨水的电离常数K＝eq\f(cNH\o\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O)＝eq\f(10－3×10－3,0.1)＝10－53．1.0×10－4.5解析：A点溶液为HNO2溶液，结合lgeq\f(cH＋,cOH－)＝8.5和水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，可计算出A点c(H＋)＝10－2.75mol·L－1，则亚硝酸的电离平衡常数Ka＝eq\f(cH＋·cNO\o\al(－,2),cHNO2)＝eq\f(10－2.75×10－2.75,0.1)＝1.0×10－4.5【精准训练2】1．解析：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＋

eq\f(b,2)eq\f(a,2)－eq\f(b,2)10－7Ka＝eq\f(10－7×\f(a,2)－\f(b,2),\f(b,2))＝eq\f(10－7a－b,b)。2．eq\f(2b×10－7,a－2b)解析：根据2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝bmol·L－1，所以c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性。CH3COOHCH3COO－＋H＋eq\f(a,2)－bb10－7Ka＝eq\f(10－7×b,\f(a,2)－b)＝eq\f(2b×10－7,a－2b)。3．Ka＝eq\f(V0·10－7,20－V0)【精准训练3】1．10－52．2．1.0×10－4.43．1.0×10－11【精准训练4】1．10－4.22．1.0×10－2.11.0×10－11.93．(1)10－1.2(2)10－4.2(3)1000解析：(1)由图像可以知道pH＝1.2时，c(HC2Oeq\o\al(－,4))＝c(H2C2O4)，则Ka1＝c(H＋)＝10－1.2。(2)pH＝4.2时，c(HC2Oeq\o\al(－,4))＝c(C2Oeq\o\al(2－,4))，则Ka2＝c(H＋)＝10－4.2。(3)由电离常数表达式可以知道eq\f(c2HC2O\o\al(－,4),cH2C2O4·cC2O\o\al(2－,4))＝eq\f(Ka1,Ka2)＝eq\f(10－1.2,10－4.2)＝103＝1000。4．(1)H3PO3H2POeq\o\al(－,3)＋H＋H2POeq\o\al(－,3)HPOeq\o\al(2－,3)＋H＋(2)Ⅰ(3)10－1.4解析：由于Ka1＝eq\f(cH2PO\o\al(－,3)·cH＋,cH3PO3)，Ka2＝eq\f(cHPO\o\al(2－,3)·cH＋,cH2PO\o\al(－,3))，且Ka1>Ka2，由图像可知，在相同eq\f(cH2PO\o\al(－,3),cH3PO3)或eq\f(cHPO\o\al(2－,3),cH2PO\o\al(－,3))时，“曲线Ⅱ”对应的c(H＋)较大，为一级电离(Ka1)，“曲线Ⅰ”对应的c(H＋)较小，为二级电离(Ka2)，显然选用“曲线Ⅱ”中的特殊点B计算Ka1，Ka1＝eq\f(cH2PO\o\al(－,3)·cH＋,cH3PO3)＝101×10－2.4＝10－1.4。三、与电离常数的有关计算1．1.0×10－4mol·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＋)＝eq\r(cH2S×Ka1)≈eq\r(0.1×1.0×10－7)mol·L－1＝1.0×10－4mol·L－1。2．2.36×10－5解析：NHeq\o\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋Kh＝eq\f(cH＋·cNH3·H2O,cNH\o\al(＋,4))＝eq\f(Kw,Kb)c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NHeq\o\al(＋,4))≈1mol·L－1，所以c(H＋)≈eq\r(Kh)＝eq\r(\f(1×10－14,1.8×10－5))mol·L－1≈2.36×10－5mol·L－1。3．COeq\o\al(2－,3)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COeq\o\al(2－,3)。＋)＝2K2＝2×5×10－11＝10－10，故pH＝10。4．62×1.0×10－7，则c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，溶液的pH为6。5．10%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，H2TeO3HTeOeq\o\al(－,3)＋H＋起始浓度/mol·L－10.10

0电离浓度/mol·L－10.1α0.1α 0.1α平衡浓度/mol·L－10.1(1－α)0.1α 0.1αKa1＝1×10－3＝eq\f(0.1α×0.1α,0.11－α)，解得α≈10%；6．α＝eq\r(\f(Kb,c))＝eq\r(\f(1.8×10－5,2))＝3×10－3＝0.3%7．＜＞8．＜解析：已知Ka1＝1×10－3，则HTeOeq\o\al(－,3)的水解常数Kh＝eq\f(Kw,Ka1)＝eq\f(1×10－14,1×10－3)＝10－11<Ka2，故HTeOeq\o\al(－,3)的电离程度大于其水解程度，NaHTeO3溶液显酸性，pH<7。9．溶液显碱性，Kb(NH3·H2O)大于Ka2(H2SO3)，SOeq\o\al(2－,3)的水解程度比NHeq\o\al(＋,4)大(其他合理解释也可)解析：NHeq\o\al(＋,4)水解生成了H＋和NH3·H2O，使溶液显酸性，而SOeq\o\al(2－,3)水解生成了OH－和HSOeq\o\al(－,3)，使溶液显碱性，由于Kb(NH3·H2O)大于Ka2(H2SO3)，说明NHeq\o\al(＋,4)的水解程度小于SOeq\o\al(2－,3)的水解程度，故(NH4)2SO3溶液显碱性。10．①变蓝c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(COeq\o\al(2－,3))＞c(HCOeq\o\al(－,3))②12解析：由题给电离常数可知，电离程度大小顺序为：NH3·H2O＞H2CO3＞HCOeq\o\al(－,3)，电离程度越大，离子的水解程度越小，则水解程度大小顺序为：COeq\o\al(2－,3)＞HCOeq\o\al(－,3)＞NHeq\o\al(＋,4)。①由于0.1mol/L的(NH4)2CO3溶液中，COeq\o\al(2－,3)和NHeq\o\al(＋,4)均水解，水解程度大小顺序为：COeq\o\al(2－,3)＞NHeq\o\al(＋,4)，溶液呈碱性，使pH试纸变蓝；水解程度越大，离子浓度越小，COeq\o\al(2－,3)和NHeq\o\al(＋,4)虽然相互促进水解，但水解程度依然很小，则溶液中浓度大小关系为c(NHeq\o\al(＋,4))＞c(COeq\o\al(2－,3))＞c(HCOeq\o\al(－,3))；②0.50mol/L的Na2CO3溶液中存在水解平衡：COeq\o\al(2－,3)＋H2OHCOeq\o\al(－,3)＋OH－，水解常数Kh＝c(HCOeq\o\al(－,3))·c(OH－)/c(COeq\o\al(2－,3))＝Kw/Ka2＝1.0×10－14/5.0×10－11＝2.0×10－4，0.50mol/L的Na2CO3溶液中c(OH－)＝eq\r(c（COeq\o\al(2－,3)）Kh)＝eq\r(0.50×2.0×10－4)mol/L＝1.0×10－2mol/L，溶液pH＝12。11．6.0×10-30.6212．向右60解析：NaOH电离出的OH－抑制水的电离，Na2SO3电离出的SOeq\o\al(2－,3)水解促进水的电离。SOeq\o\al(2－,3)＋H2OHSOeq\o\al(－,3)＋OH－Kh＝eq\f(cHSO\o\al(－,3)·cOH－,cSO\o\al(2－,3))＝eq\f(Kw,Ka2)＝eq\f(10－14,6.0×10－8)所以eq\f(cSO\o\al(2－,3),cHSO\o\al(－,3))＝eq\f(10－5,\f(10－14,6.0×10－8))＝60。13．1.25×10－3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(NHeq\o\al(＋,4))大于c(HCOeq\o\al(－,3))；反应NHeq\o\al(＋,4)＋HCOeq\o\al(－,3)＋H2O=NH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝eq\f(c（NH3·H2O）×c（H2CO3）,c（NHeq\o\al(＋,4)）×c（HCOeq\o\al(－,3)）)＝eq\f(c（OH－）×c（H＋）,Kb×Ka1)＝eq\f(10－14,2×10－5×4×10－7)＝1.25×10－3。14．6.1×10－15解析：Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋的平衡常数K＝eq\f(c2H＋,cFe2＋)＝eq\f(c2H＋·c2OH－,cFe2＋·c2OH－)＝eq\f(1×10－142,1.64×10－14)≈6.1×10－15。【巩固练习】1．4.2×10－7解析：由H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)得K1＝eq\f(cH＋·cHCO\o\al(－,3),cH2CO3)＝eq\f(10－5.60×10－5.60,1.5×10－5)≈4.2×10－72．eq\f(2×10－9,a－0.02)(或eq\f(10－7,50a－1))21.5a(或eq\f(200a,9.3)或eq\f(2000a,93))3．eq\f(a,200b)4．中eq\f(10－9,a－0.01)5．8.7×10－7，N2H6(HSO4)2解析：联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离的方程式为N2H4+H2ON2H5++OH-,已知：N2H4+H+N2H5+的K=8.7×107；KW=1.0×10-14，联氨第一步电离的平衡常数K=÷c(N2H4)=÷=K×Kw=8.7×107×1.0×10-14=8.7×10-7；联氨为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则联氨与硫酸形成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。6．5.9×10-5变小解析：=5.9×10-5，设(NH4)2SO4溶液的浓度为c，NH4+的水解程度为a，则，蒸发掉一部分水后恢复室温，溶液浓度增大，水解程度减小，(1-a)增大，比值变小。7．(1)碱＜c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)(2)0.6162解析：(1)常温下，NaCN的水解常数Kh＝eq\f(Kw,Ka)＝eq\f(1.0×10－14,6.2×10－10)≈1.61×10－5，Kh＞Ka，故CN－的水解能力强于HCN的电离能力，由于NaCN与HCN的物质的量相等，故水解产生的c(OH－)大于电离生成的c(H＋)，混合溶液显碱性，且c(CN－)＜c(HCN)。(2)当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得c(HCN)＝c(K＋)－c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5cmol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝eq\f(cOH－·cHCN,cCN－)＝eq\f(1.0×10－7×0.5c,0.31－0.5c)＝1.61×10－5，解得c≈0.6162。8．(1)③＜②＜①(2)＜(3)碱Na2HPO4的水解常数Kh＝eq\f(cH2PO\o\al(－,4)·cOH－,cHPO\o\al(2－,4))＝eq\f(Kw,Ka2)＝eq\f(1.0×10－14,6.2×10－8)≈1.6×10－7，Kh＞Ka3，即HPOeq\o\al(－,4)的水解程度大于其电离程度，因而Na2HPO4溶液显碱性解析：(2)NaH2PO4的水解常数Kh＝eq\f(cH3PO4·cOH－,cH2PO\o\al(－,4))＝eq\f(Kw,Ka1)＝eq\f(1.0×10－14,7.1×10－3)≈1.4×10－12，Ka2＞Kh，即H2POeq\o\al(－,4)的电离程度大于其水解程度，因而pH＜7。9．＝1.76×10－5解析：向氨水中加入0.05mol·L－1稀硫酸至溶液正好呈中性，则根据电荷守恒有c(NHeq\o\al(＋,4))＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SOeq\o\al(2－,4))，所以c(NHeq\o\al(＋,4))＝2c(SOeq\o\al(2－,4))。因混合溶液中c(NHeq\o\al(＋,4))＝176c(NH3·H2O)，NH3·H2O的电离常数Kb＝eq\f(c（NHeq\o\al(＋,4)）·c（OH－）,c（NH3·H2O）)＝1.76×10－5。10．(1)①正盐②2③测NaH2PO2溶液的pH，若pH＞7则证明次磷酸为弱酸向等物质的量浓度的盐酸、次磷酸溶液中各滴入2滴石蕊溶液，若次磷酸溶液中红色浅一些，则说明次磷酸为弱酸(2)1×10－3mol·L－1(3)1(4)①＞②＝③＜解析：(1)①NaOH过量，只生成NaH2PO2，说明次磷酸分子中只可电离出一个氢离子，因而NaH2PO2是正盐。②设溶液中的H＋浓度为xmol·L－1eq\a\vs4\ac\hs10\co6(,H3PO2,,H＋,＋,H2POeq\o\al(－,2),初始/（mol·L－1）,0.02,,0,,0,平衡/（mol·L－1）,0.02－x,,x,,x)K(H3PO2)＝eq\f(x2,0.02－x)＝1×10－2mol·L－1[注意由于K(H3PO2)比较大，不能近似计算]，得x＝0.01，故pH＝－lg0.01＝2