資源簡介

(共51張PPT)
第25講
水解常數的推導及應用
2025：基于主題教學的高考化學專題復習系列講座
2025
2024年水解常數的推導及應用考點考向統計
2024年安徽卷—13題 選擇題，水溶液中的離子平衡，利用水解平衡常數比較離子濃度大小
2024年湖北卷—13題 選擇題，水溶液中的離子平衡，利用水解平衡常數進行計算，確定離子濃度
2024年浙江6月卷—15題 選擇題，利用水解平衡常數計算水解率
2024年湖南卷—11題 選擇題，通過比較水解平衡常數和電離平衡常數的大小，判斷酸式鹽的酸堿性
2023年海南卷—14題 選擇題，讀圖，根據特殊點計算水解平衡常數，進而求出電離平衡常數
2023年浙江1月卷—13題 選擇題，利用水解平衡常數進行計算，比較離子濃度大小
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名師導學
2025
知識重構
重溫經典
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2025
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1.水解常數的概念
(1)含義：鹽類水解的平衡常數，稱為水解常數，用Kh表示。
Kh＝______________；
(2)表達式：
例1.書寫下列水解平衡常數的表達式。
①Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②S2-+H2O HS-+OH-
③HS-+H2O H2S+OH-
④ClO-+H2O HClO+OH-
⑤Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+
⑥F-+H2O HF+OH-
固體和溶劑水不寫入
② HA H+ + A-
Ka＝
c(H+) ·c(A )
c(HA)
① A- + H2O HA + OH-
Kh＝
c(HA) ·c(OH )
c(A-)
Kw＝ c(H+) ·c(OH )
Kh · Ka＝KW
Kh＝
Kw
Ka
酸（或堿）越弱，電離常數越小，則Kh越大，水解程度越大。
或 Kh＝
Kw
Kb
越弱越水解
2. Kh、 Ka（或Kb ）和Kw 的關系
3. 推導碳酸鈉溶液的Kh、 Ka 和 Kw 的關系
Na2CO3的水解 ：CO32-+H2O HCO3-+OH- HCO3-+H2O H2CO3+OH-
H2CO3的電離： H2CO3 HCO3- + H+ HCO3- CO32- + H+
由此推出:
4. 推導FeCl3溶液的Kh、 Fe(OH)3的KSP 和 Kw 的關系
FeCl3的水解 ：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
Fe(OH)3的沉淀溶解平衡：Fe(OH)3（S) Fe3+(aq)+3OH- (aq)
由此推出:
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2025
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1.（2024安徽卷第13題）環境保護工程師研究利用Na2S、FeS和H2S處理水樣中的Cd2+。已知25℃時，H2S飽和溶液濃度約為0.1 mol·L 1，Ka1(H2S)=10-6.97，Ka2(H2S)=10-12.90，Ksp(FeS)=10-17.20，Ksp(CdS)=10-26.10。下列說法錯誤的是
A. Na2S溶液中：c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)
B. 0.01 mol·L 1 Na2S溶液中: c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)
C. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中加入FeS，可使c(Cd2+)<10-8 mol·L 1
D. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中通入H2S氣體至飽和，所得溶液中：c(H+)>c(Cd2+)
解析：Na2S溶液中只有5種離子，分別是H+、Na+、OH-、HS-、S2-，溶液是電中性的，存在電荷守恒，可表示為c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)，A正確；
1.（2024安徽卷第13題）環境保護工程師研究利用Na2S、FeS和H2S處理水樣中的Cd2+。已知25℃時，H2S飽和溶液濃度約為0.1 mol·L 1，Ka1(H2S)=10-6.97，Ka2(H2S)=10-12.90，Ksp(FeS)=10-17.20，Ksp(CdS)=10-26.10。下列說法錯誤的是
A. Na2S溶液中：c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)
B. 0.01 mol·L 1 Na2S溶液中: c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)
C. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中加入FeS，可使c(Cd2+)<10-8 mol·L 1
D. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中通入H2S氣體至飽和，所得溶液中：c(H+)>c(Cd2+)
解析：0.01 mol·L 1 Na2S溶液中，S2-水解使溶液呈堿性，其水解常數為 ，根據硫元素守恒可知c(HS-)<10-1.1mol·L 1,所以 ，則c(OH-)>c(S2-)，B錯誤；
1.（2024安徽卷第13題）環境保護工程師研究利用Na2S、FeS和H2S處理水樣中的Cd2+。已知25℃時，H2S飽和溶液濃度約為0.1 mol·L 1，Ka1(H2S)=10-6.97，Ka2(H2S)=10-12.90，Ksp(FeS)=10-17.20，Ksp(CdS)=10-26.10。下列說法錯誤的是
A. Na2S溶液中：c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)
B. 0.01 mol·L 1 Na2S溶液中: c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)
C. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中加入FeS，可使c(Cd2+)<10-8 mol·L 1
D. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中通入H2S氣體至飽和，所得溶液中：c(H+)>c(Cd2+)
解析：Ksp(FeS) 遠遠大于Ksp(CdS)，向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中加入FeS時，可以發生沉淀的轉化，該反應的平衡常數為 因此該反應可以完全進行，CdS的飽和溶液中，若加入足量FeS時可使 c(Cd2+)<10-8 mol·L 1，C正確；
1.（2024安徽卷第13題）環境保護工程師研究利用Na2S、FeS和H2S處理水樣中的Cd2+。已知25℃時，H2S飽和溶液濃度約為0.1 mol·L 1，Ka1(H2S)=10-6.97，Ka2(H2S)=10-12.90，Ksp(FeS)=10-17.20，Ksp(CdS)=10-26.10。下列說法錯誤的是
A. Na2S溶液中：c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)
B. 0.01 mol·L 1 Na2S溶液中: c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)
C. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中加入FeS，可使c(Cd2+)<10-8 mol·L 1
D. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中通入H2S氣體至飽和，所得溶液中：c(H+)>c(Cd2+)
解析：Cd2++H2S CdS +2H+的平衡常數
，該反應可以完全進行，因此，當向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中通入H2S氣體至飽和，Cd2+可以完全沉淀，所得溶液中c(H+)>c(Cd2+)，D正確。
B
2.（2024年湖北卷13） CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標 (δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知c0(Pb2+)=2.0×10－5 mol·L 1，pKa1(H2CO3)=6.4、pKa2(H2CO3)=10.3、 pKsp(PbCO3)=12.1。下列說法錯誤的是
A. pH=6.5時，溶液中c(CO32－)< c(Pb2+)
B.δ(Pb2+)=δ(PbCO3)時， c(Pb2+)<1.0×10－5 mol·L 1
C. pH=7時， 2 c(Pb2+)+ c [Pb(OH)+] <2 c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(ClO4－)
D. pH=8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
解析：A．由圖可知，pH=6.5時δ(Pb2+)>50%，即c(Pb2+)>1×10-5 mol·L 1
則c(CO32－) = <10-7.1 mol·L 1，A項正確；
2.（2024年湖北卷13） CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知c0(Pb2+)=2.0×10－5 mol·L 1，pKa1(H2CO3)=6.4、pKa2(H2CO3)=10.3， pKsp(PbCO3)=12.1。下列說法錯誤的是
A. pH=6.5時，溶液中c(CO32－)< c(Pb2+)
B.δ(Pb2+)=δ(PbCO3)時， c(Pb2+)<1.0×10－5 mol·L 1
C. pH=7時， 2 c(Pb2+)+ c [Pb(OH)+] <2 c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(ClO4－)
D. pH=8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
解析：δ(Pb2+)=δ(PbCO3)時，溶液中還存在Pb(OH)+，根據c0(Pb2+)=2.0×10-5 mol·L 1和Pb守恒，溶液中c(Pb2+)<1.0×10-5 mol·L 1，B項正確；
2.（2024年湖北卷13） CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知c0(Pb2+)=2.0×10－5 mol·L 1，pKa1(H2CO3)=6.4、pKa2(H2CO3)=10.3， pKsp(PbCO3)=12.1。下列說法錯誤的是
C. PH=7時， 2 c(Pb2+)+ c [Pb(OH)+] <2 c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(ClO4－)
解析：溶液中的電荷守恒為2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]+c(H+)=2c(CO32－)+c(HCO3－)+c(ClO4－)+2c[Pb(CO3)22－]+c(OH-)
pH=7時溶液中c(H+)=c(OH-)
2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]=2c(CO32－)+c(HCO3－)+c(ClO4－)+2c[Pb(CO3)22－]，C項錯誤；
2.（2024年湖北卷13） CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知c0(Pb2+)=2.0×10－5 mol·L 1，pKa1(H2CO3)=6.4、pKa2(H2CO3)=10.3， pKsp(PbCO3)=12.1。下列說法錯誤的是
A. pH=6.5時，溶液中c(CO32－)< c(Pb2+)
B.δ(Pb2+)=δ(PbCO3)時， c(Pb2+)<1.0×10－5 mol·L 1
C. pH=7時， 2 c(Pb2+)+ c [Pb(OH)+] <2 c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(ClO4－)
D. pH=8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
解析：NaHCO3溶液呈堿性，加入少量NaHCO3固體，pH增大，PbCO3轉化成Pb(CO3)22－而溶解，D項正確。
C
3.（2024年浙江6月卷15）室溫下，H2S水溶液中各含硫微粒物質的量分數δ隨pH變化關系如下圖[例如 。已知： Ksp(FeS)= 6.3×10－18 ,Ksp[Fe(OH)2]= 4.9×10－17。
下列說法正確的是
A. 溶解度：FeS大于Fe(OH)2
B. 以酚酞為指示劑(變色的pH范圍8.2~10.0)，用NaOH標準溶液可滴定H2S水溶液的濃度
C. 忽略S2－的第二步水解， 0.10mol·L 1的Na2S溶液中S2－水解率約為62%
D. 0.010mol·L 1的FeCl2溶液中加入等體積0.20mol·L 1的Na2S溶液，反應初始生成的沉淀是FeS
3.（2024年浙江6月卷15）室溫下，H2S水溶液中各含硫微粒物質的量分數δ隨pH變化關系如下圖[例如 。已知： Ksp(FeS)= 6.3×10－18 ,Ksp[Fe(OH)2]= 4.9×10－17。
分析：在H2S溶液中存在電離平衡：H2S H++HS-、HS- H++S2-，隨著pH的增大，H2S的物質的量分數逐漸減小，HS-的物質的量分數先增大后減小，S2-的物質的量分數逐漸增大。線①、②、③依次代表H2S、HS-、S2-的物質的量分數隨pH的變化，由①和②交點的pH=7可知Ka1(H2S)=1×10-7，由②和③交點的pH=13.0可知Ka2(H2S)=1×10-13。
3.（2024年浙江6月卷15）室溫下，H2S水溶液中各含硫微粒物質的量分數δ隨pH變化關系如下圖[例如 。已知： Ksp(FeS)= 6.3×10－18 ,Ksp[Fe(OH)2]= 4.9×10－17。下列說法正確的是
A. 溶解度：FeS大于Fe(OH)2
FeS的溶解平衡為FeS(s) Fe2+(aq)+S2-(aq)，飽和FeS溶液物質的量濃度為 = ×10-9 mol·L 1
Fe(OH)2的溶解平衡為Fe(OH)2 Fe2+(aq)+2OH-(aq)，飽和Fe(OH)2溶液物質的量濃度為
= mol·L 1= ×10-6 mol·L 1＞ ×10-9 mol·L 1，故溶解度：
FeS小于Fe(OH)2，A項錯誤。
3.（2024年浙江6月卷15）室溫下，H2S水溶液中各含硫微粒物質的量分數δ隨pH變化關系如下圖[例如 。已知： Ksp(FeS)= 6.3×10－18 ,Ksp[Fe(OH)2]= 4.9×10－17。
B. 以酚酞為指示劑(變色的pH范圍8.2~10.0)，用NaOH標準溶液可滴定H2S水溶液的濃度
酚酞的變色范圍為8.2~10，若以酚酞為指示劑，用NaOH標準溶液滴定H2S水溶液，由圖可知當酚酞發生明顯顏色變化時，反應沒有完全，即不能用酚酞作指示劑判斷滴定終點。B項錯誤。
3.（2024年浙江6月卷15）室溫下，H2S水溶液中各含硫微粒物質的量分數δ隨pH變化關系如下圖[例如 。已知： Ksp(FeS)= 6.3×10－18 ,Ksp[Fe(OH)2]= 4.9×10－17。
C. 忽略S2－的第二步水解， 0.10mol·L 1的Na2S溶液中S2－水解率約為62%
Na2S溶液中存在水解平衡S2-+H2O HS-+OH-、HS-+H2O H2S+OH-（忽略第二步水解），第一步水解平衡常數Kh(S2-)=
設水解的S2-的濃度為x mol·L 1，則 解得x≈0.062，C項正確。
3.（2024年浙江6月卷15）室溫下，H2S水溶液中各含硫微粒物質的量分數δ隨pH變化關系如下圖[例如 。已知： Ksp(FeS)= 6.3×10－18 ,Ksp[Fe(OH)2]= 4.9×10－17。
下列說法正確的是
D. 0.010mol·L 1的FeCl2溶液中加入等體積0.20mol·L 1的Na2S溶液，反應初始生成的沉淀是FeS
0.01 mol·L 1 FeCl2溶液中加入等體積0.2 mol·L 1 Na2S溶液，瞬間得到0.005 mol·L 1 FeCl2和0.1 mol·L 1 Na2S的混合液，結合C項，瞬時c(Fe2+)c(S2-)=0.005 mol·L 1×(0.1 mol·L 1-0.062 mol·L 1)=1.9×10-4＞Ksp(FeS)，c(Fe2+)c2(OH-)=0.005 mol·L 1×(0.062 mol·L 1)2=1.922×10-5＞Ksp[Fe(OH)2]，故反應初始生成的沉淀是FeS和Fe(OH)2，D項錯誤。
C
4.(2024湖南卷11) 中和法生產Na2HPO4·12H2O的工藝流程如下：
已知：①H3PO4的電離常數：K1=6.9×10-3，K2=6.2×10-8，K3=4.8×10-13 ；
②Na2HPO4·12H2O易風化。
下列說法錯誤的是
A. “中和”工序若在鐵質容器中進行，應先加入Na2CO3溶液
B. “調pH”工序中X為NaOH或H3PO4
C. “結晶”工序中溶液顯酸性
D. “干燥”工序需在低溫下進行
解析：H3PO4和Na2CO3先發生反應，通過加入X調節pH，使產物完全轉化為Na2HPO4，通過結晶、過濾、干燥，最終得到Na2HPO4·12H2O成品。
鐵是較活潑金屬，可與H3PO4反應生成氫氣，故“中和”工序若在鐵質容器中進行，應先加入Na2CO3溶液，A項正確；
4.(2024湖南卷11) 中和法生產Na2HPO4·12H2O的工藝流程如下：
已知：①H3PO4的電離常數：K1=6.9×10-3，K2=6.2×10-8，K3=4.8×10-13 ；
②Na2HPO4·12H2O易風化。
下列說法錯誤的是
A. “中和”工序若在鐵質容器中進行，應先加入Na2CO3溶液
B. “調pH”工序中X為NaOH或H3PO4
C. “結晶”工序中溶液顯酸性
D. “干燥”工序需在低溫下進行
解析：若“中和”工序加入Na2CO3過量，則需要加入酸性物質來調節pH，為了不引入新雜質，可加入H3PO4；若“中和”工序加入H3PO4過量，則需要加入堿性物質來調節pH，為了不引入新雜質，可加入NaOH，所以“調pH”工序中X為NaOH或H3PO4，B項正確；
4.(2024湖南卷11) 中和法生產Na2HPO4·12H2O的工藝流程如下：
已知：①H3PO4的電離常數：K1=6.9×10-3，K2=6.2×10-8，K3=4.8×10-13 ；
②Na2HPO4·12H2O易風化。
下列說法錯誤的是
A. “中和”工序若在鐵質容器中進行，應先加入Na2CO3溶液
B. “調pH”工序中X為NaOH或H3PO4
C. “結晶”工序中溶液顯酸性
D. “干燥”工序需在低溫下進行
解析：“結晶”工序中的溶液為飽和Na2HPO4溶液，由已知可知H3PO4的K2=6.2×10-8，K3=4.8×10-13，則HPO42-的水解常數 ，由于Kh> K3，則Na2HPO4的水解程度大于電離程度，溶液顯堿性，C項錯誤；
4.(2024湖南卷11) 中和法生產Na2HPO4·12H2O的工藝流程如下：
已知：①H3PO4的電離常數：K1=6.9×10-3，K2=6.2×10-8，K3=4.8×10-13 ；
②Na2HPO4·12H2O易風化。
下列說法錯誤的是
A. “中和”工序若在鐵質容器中進行，應先加入Na2CO3溶液
B. “調pH”工序中X為NaOH或H3PO4
C. “結晶”工序中溶液顯酸性
D. “干燥”工序需在低溫下進行
解析：由于Na2HPO4·12H2O易風化失去結晶水，故“干燥”工序需要在低溫下進行，D項正確；
C
重溫經典
5.（2023年海南14不定項）25℃下，Na2CO3水溶液的pH隨其濃度的變化關系如圖所示。下列說法正確的是
A．c (Na2CO3)=0.6 mol L 1時，溶液中c (OH－)<0.01 mol L 1
B．Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小
C．在水中H2CO3的Ka2<4×10－11
D．0.2 mol L 1的Na2CO3溶液和0.3 mol L 1的NaHCO3溶液等體積混合，得到的溶液c (OH－)< 2×10－4 mol L 1
由圖像可以，c (Na2CO3)=0.6 mol L 1時，pH>12.0，溶液中c (OH－)>0.01 mol L 1，故A錯誤
重溫經典
5.（2023年海南14不定項）25℃下，Na2CO3水溶液的pH隨其濃度的變化關系如圖所示。下列說法正確的是
A．c (Na2CO3)=0.6 mol L 1時，溶液中c (OH－)<0.01 mol L 1
B．Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小
C．在水中H2CO3的Ka2<4×10－11
D．0.2 mol L 1的Na2CO3溶液和0.3 mol L 1的NaHCO3溶液等體積混合，得到的溶液c (OH－)< 2×10－4 mol L 1
鹽溶液越稀越水解，Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小，故B正確
重溫經典
5.（2023年海南14不定項）25℃下，Na2CO3水溶液的pH隨其濃度的變化關系如圖所示。下列說法正確的是
A．c (Na2CO3)=0.6 mol L 1時，溶液中c (OH－)<0.01 mol L 1
B．Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小
C．在水中H2CO3的Ka2<4×10－11
D．0.2 mol L 1的Na2CO3溶液和0.3 mol L 1的NaHCO3溶液等體積混合，得到的溶液c (OH－)< 2×10－4 mol L 1
結合圖像可知，當c (Na2CO3)=0.5 mol L 1，pH=12，碳酸根水解程度大于碳酸氫根，則
Kh= 則Ka2 = ，故C錯誤；
重溫經典
5.（2023年海南14不定項）25℃下，Na2CO3水溶液的pH隨其濃度的變化關系如圖所示。下列說法正確的是
A．c (Na2CO3)=0.6 mol L 1時，溶液中c (OH－)<0.01 mol L 1
B．Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小
C．在水中H2CO3的Ka2<4×10－11
D．0.2 mol L 1的Na2CO3溶液和0.3 mol L 1的NaHCO3溶液等體積混合，得到的溶液c (OH－)< 2×10－4 mol L 1
若0.2mol L 1的溶液等體積的蒸餾水混合，濃度變為0.1mol L 1，由圖可知，pH>11.6，得到的溶液c (OH－)> 2×10－4 mol L 1，0.2 mol L 1的Na2CO3溶液和0.3 mol L 1的NaHCO3溶液等體積混合后c(OH－)大于與水混合的體積，故D錯誤。
B
重溫經典
6.（2023.1浙江15）碳酸鈣是常見難溶物，將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡：CaCO3Ca2+(aq)+CO32-(aq) [已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，H2CO3
的電離常數Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11]，下列有關說法正確的是
A．上層清液中存在c(Ca2+)=c(CO32-)
B．上層清液中含碳微粒最主要以HCO3-形式存在
C．向體系中通入CO2氣體，溶液中c(Ca2+)保持不變
D．通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
解析：上層清液為碳酸鈣的飽和溶液，碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子，因此c(Ca2+)>c(CO32-)，A錯誤；
重溫經典
6.（2023.1浙江15）碳酸鈣是常見難溶物，將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡：CaCO3Ca2+(aq)+CO32-(aq) [已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，H2CO3
的電離常數Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11]，下列有關說法正確的是
A．上層清液中存在c(Ca2+)=c(CO32-)
B．上層清液中含碳微粒最主要以HCO3-形式存在
C．向體系中通入CO2氣體，溶液中c(Ca2+)保持不變
D．通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
解析：根據Ka2=4.7×10-11可得，則碳酸根的水解平衡常數為， ，上層清液呈弱堿性，若pH=8， ，c(HCO3-)> c(CO32-)，則上層清液中含碳微粒主要為碳酸氫根離子，B正確；
重溫經典
6.（2023.1浙江15）碳酸鈣是常見難溶物，將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡：CaCO3Ca2+(aq)+CO32-(aq) [已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，H2CO3
的電離常數Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11]，下列有關說法正確的是
A．上層清液中存在c(Ca2+)=c(CO32-)
B．上層清液中含碳微粒最主要以HCO3-形式存在
C．向體系中通入CO2氣體，溶液中c(Ca2+)保持不變
D．通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
解析：向體系中通入CO2，CO32-+CO2+H2O=2HCO3-，c(CO32-)減小，
CaCO3(s) Ca2+(aq)+CO32-(aq)正向移動，溶液中鈣離子濃度增大，C錯誤；
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6.（2023.1浙江15）碳酸鈣是常見難溶物，將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡：CaCO3 Ca2+(aq)+CO32-(aq) [已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，H2CO3
的電離常數Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11]，下列有關說法正確的是
A．上層清液中存在c(Ca2+)=c(CO32-)
B．上層清液中含碳微粒最主要以HCO3-形式存在
C．向體系中通入CO2氣體，溶液中c(Ca2+)保持不變
D．通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
解析：由題干可知，Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，則CaCO3(s) +SO42-(aq) CaSO4(s) +CO32-(aq)的平衡常數K，故通過加Na2SO4溶液不可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化，D錯誤；
B
(2)25 ℃時，等濃度的碳酸鈉溶液和碳酸氫鈉溶液誰的堿性強？
7.（湖北高三聯考節選）已知：25 ℃時，碳酸的電離常數為Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11
(1)請寫出碳酸鈉水解的離子方程式，并計算其水解常數(Kh1、Kh2)。
CO32- + H2O HCO3-+ OH-
HCO3- + H2O H2CO3+ OH-
Kh1＝
Kw
Ka2
Kh2＝
Kw
Ka1
＝
1×10-14
4.7×10－11
＝
1×10-14
4.5×10－7
≈ 2 × 10－4
≈ 2× 10－8
Kh1 ＞＞ Kh2
水解程度
CO32- ＞＞ HCO3-
Na2CO3溶液
堿性強
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8.（2022年河北聯考節選）已知25℃時，NH3.H2O的電離常數Kb=1.8×10-5,該溫度下1mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H+)= (已知：≈2.36）
2.36×10－5mol·L－1
9.（2022年山東校考節選）(1)NH4HCO3溶液呈________(填“酸性”“堿性”或“中性”)(已知：NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11)。
堿性
室溫下，0.1 mol·L－1 NaClO溶液的pH____(選填“大于”、“小于”或“等于”)0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液的pH。
10. （2022年河南高三階段測試節選）已知：H2SO3 Ka1＝1.54×10－2　Ka2＝1.02×10－7 HClO Ka＝2.95×10－8
大于
由H2SO3 Ka2=1.02×10-7，可得SO32-的Kh ≈ 1×10-7 同理由HClO的 Ka=2.95×10-8 ，可得ClO-的Kh ≈ 3.4×10-7說明ClO-水解程度大于SO32-；所以室溫下同濃度的NaClO溶液、Na2SO3溶液相比，前者的PH大。
＜
50
11.已知：25 ℃時，氫硫酸的電離常數為Ka1=1.1×l0-7、Ka2=l.3×10-13。請問NaHS溶液顯酸性還是堿性？
HS- + H2O H2S+ OH-
Kh2＝
Kw
Ka1
＝
1×10-14
1.1×10－7
≈ 1×10－7
HS- H++ S2-
Ka2＝1.3×10－13
Kh2 ＞ Ka2
水解＞電離
電離：
水解：
NaHS溶液顯堿性
12.已知：25 ℃時，亞硫酸的電離常數為Ka1=1.4×l0-2，Ka2=6.0×l0-8。請問NaHSO3溶液顯酸性還是堿性？
HSO3- + H2O H2SO3+ OH-
Kh2＝
Kw
Ka1
＝
1×10-14
1.4×10－2
≈ 7×10－13
HSO3- H++ SO32-
Ka2＝6.0×10－11
Ka2 ＞ Kh2
電離＞水解
電離：
水解：
NaHSO3溶液顯酸性
13.（2022年寧夏高三期中）已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸化學式 HX HY
電離平衡常數
A.相同溫度下，相同濃度的酸溶液中，酸的電離平衡常數越大，其電離程度越大，酸的酸性越強，所以選項A錯誤；B.相同條件下，酸的酸性越強，其陰離子的水解能力越弱，相同濃度的鈉鹽溶液的pH越小，選項B錯誤；C.相同條件下，酸的酸性越強，其陰離子的水解能力越弱，即陰離子結合H+能力越弱，所以選項C錯誤；D.相同條件下，H2CO3的酸性強于HX，HX的酸性強于HCO3-，HX與Na2CO3反應生成NaX和NaHCO3，無氣體生成，選項D正確。本題選擇D.
下列推斷正確的是
A. HX、HY的酸性： B. 相同條件下溶液的堿性：
C. 結合 H+ 的能力： D. HX與Na2CO3反應，無氣泡產生
√
14.(2021·福建·高考真題）如圖為某實驗測得0.1mol·L-1NaHCO3溶液在升溫過程中(不考慮水揮發)的pH變化曲線。下列說法正確的是( )
A．a點溶液的c(OH-)比c點溶液的小
B．a點時，KwC．b點溶液中，c(Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)
D．ab段，pH減小說明升溫抑制了HCO3-的水解
√
A．Kw=c(H+)c(OH-)，隨著溫度的升高，Kw增大；a點、c點的pH相同，即c(H+)相同，但是c(OH-)不同，c點的Kw大，所以a點溶液的c(OH-)比c點溶液的小，故A正確；B．NaHCO3溶液中存在電離平衡和水解平衡，根據圖示可知，NaHCO3溶液顯堿性，水解過程大于電離過程，Kh= KW/Ka2 ，所以 Kw>Ka1(H2CO3)·Ka2(H2CO3)
，故B錯誤；C．b點溶液顯堿性，溶液中存在電荷守恒：c (Na+)+ c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) ，由于c(H+)15. (2022·江蘇高三聯考)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圖所示，下列有關說法正確的是（ ）
A. a點KW＝1.0×10－14
B. b點：c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
C. 25 ℃時，NH4Cl水解常數為(n-1)×10-7(用n表示)
D. d點水的電離程度最大
√
A.水的離子積與溫度有關，溫度越低其值越小，a點時溶液溫度小于25℃，則水的離子積Kw<1.0×10-14，故A錯誤；B.b點時溶液的pH<7，則c(H+)>c(OH-)，根據電荷守恒可知：c(Cl-)>c(NH4+)，溶液中離子濃度大小為：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-），故選項B錯誤；C.根據圖象可知，25℃時溶液的pH=7，則：c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1，c(NH4+)=c(Cl-)=0.5 mol·L－1 ，根據物料守恒可知：c(NH3·H2O)=(0.5n-0.5) mol·L－1 ，則25℃時NH4Cl水解常數為：Kh=(n-1)×10-7，故選項C正確；D.b點溶液溫度最高，說明此時兩溶液恰好反應生成NH4Cl，NH4+水解促進了水的電離，則a、d兩點都抑制了水的電離，則b點水的電離程度最大，故D錯誤。
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模型建構
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知識重構
【模型構建】
常見考點：
（1）判斷弱酸酸性（或弱堿堿性）的相對強弱
（2）判斷酸與鹽反應是否能發生（強酸制弱酸）
（3）計算溶液中粒子濃度比值并判斷其變化
（4）判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強弱
（5）判斷酸式鹽酸根離子的電離和水解程度的相對大小
在解題時，要應用電離平衡常數和水的離子積等計算出水解平衡常數，再應用水解平衡常數、三大守恒關系，圖像的特殊點等去解題。
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1.電離常數與水解常數的關系及綜合圖像問題是高考中的常見題型，屬于中等難度的試題，試題綜合性強，難易適中。
2.在注重對基礎知識鞏固和訓練的同時，側重對學生能力的培養和解題方法的指導與訓練，該類試題主要考查學生靈活運用知識解決實際問題的能力。我們在教學中要注重培養學生該方面的素養。第25講--水解常數的推導及應用
1．已知25℃時部分弱酸的電離平衡常數如下表：
弱酸 H2CO3 H2SO3 HClO
電離平衡常數 Ka1=4.5×10-7 Ka1=4.7×10-11 Ka1=1.4×10-2 Ka2=6.0×10-8 Ka=4.0×10-8
在25℃時，下列說法正確的是
A．向NaClO溶液中通入少量CO2發生反應：2CO2+NaClO+H2O= Na2CO3+2HClO
B．等濃度與兩份溶液比較：c(SO32－)> c(CO32－)>c(HSO3－)> c(HCO3－)
C．ClO－的水解常數Kh =2.5×10-5
D．NaHSO3溶液(pH=5.6)含S微粒的離子濃度大小：c(HSO3－)> c(SO32－)> c(H2SO3)
2．氫氧化鉀是一種重要的化工原料。將貝殼(主要成分是碳酸鈣)灼燒后的固體與草木灰(主要成分是碳酸鉀)在水中相互作用，也可生成氫氧化鉀。下列說法正確的是
A．CO32-的水解方程式為CO32－+2H2O H2CO3+2OH－
B．向碳酸鉀溶液中滴入少量的氫氧化鉀稀溶液，Kh(CO32－)大小保持不變
C．常溫下，pH (KOH溶液) > pH (K2CO3溶液)
D．，該反應中，每消耗0.1molCaCO3，同時生成2.24LCO2
3．常溫下，將0.01mol·L-1鹽酸逐滴加入10mL 0.01mol·L-1NaA溶液中。滴加過程中，A－、HA的物質的量分數(δ)隨pH變化的關系如圖1所示，pH隨加入鹽酸體積的變化如圖2所示。下列說法正確的是
A．當pH=7時，溶液中c(Cl－)= c(HA)
B．水的電離程度：b>c，水解平衡常數Kh(NaA) =10-9.5
C．b點對應溶液中：c(A－)>c(Cl－) > c(OH－)
D．c點對應溶液中：c(A－)+ c(HA)= 0.01mol·L-1
4. 下列有關電解質溶液的說法正確的是( )
A. 向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小
B. 將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃，溶液中增大
C. 向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中>1
D. 向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變
5. 下列說法正確的是（ ）
A. 常溫下，將pH=3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH>4
B. 為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若pH>7，則H2A是弱酸；若pH<7，則H2A是強酸
C. 用0.2000mol/LNaOH標準溶液滴定HCl與CH3COOH的混合溶液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1mol/L)，至中性時，溶液中的酸未被完全中和
D. 室溫下，將CH3COONa溶液加水稀釋，溶液中增大
6. 已知：25℃時，Ksp[Zn(OH)2]=1.0×10-18，Ka(HCOOH)= 1.0×10-4。該溫度下，下列說法錯誤的是（ ）
A. Zn(OH)2溶于水形成的飽和溶液中c(Zn2+)>1.0×10-6 mol·L-l
B. HCOO－的水解常數為1.0×10-10
C. 向Zn(OH)2 懸濁液中加入HCOOH,溶液中c(Zn2+)增大
D. Zn(OH)2+2HCOOHZn2++2HCOO－+2H2O 的平衡常數K=100
7. H2A為二元弱酸。常溫下，向20mL0.1mol L-1的H2A溶液中逐滴加入0.2mol L-1的NaOH溶液，溶液中水電離的c水(OH-)隨加入NaOH溶液的體積變化如圖所示，下列說法中錯誤的是（ ）
Va=20
B. b點溶液中存在：c(Na+)>c(HA-)>c(H+)>c(OH-)
C. Ka2(H2A)的數量級為10-6
D. d點溶液的pH=7
8. 草酸(H2C2O4)是一種二元弱酸。常溫下，向H2C2O4溶液中逐滴加入NaOH溶液，混合溶液中lgX[X為或]與pH的變化關系如圖所示。下列說法正確的是（ ）
Ⅱ表示lg隨pH變化的關系曲線
B. pH=1.22的溶液中：c(HC2O4-)=c(C2O42-)
C. NaHC2O4溶液中：c(H+)D. pH=4.19的溶液中：c(Na+)<3c(HC2O4－)
9. 25℃時，在20 mL 0.1 mol·L－1一元弱酸HA溶液中滴加0. 1 mol· L－1 NaOH溶液，溶液中1g[c(A-)/c(HA)]與pH關系如圖所示。下列說法正確的是（ ）
A. A點對應溶液中：c(Na+)＞c(A-)＞c(H+)＞c(OH-)
B. 25℃時，HA酸的電離常數為1. 0× 10－5.3
C. B點對應的NaOH溶液體積為10 mL
D. 對C點溶液加熱(不考慮揮發)，則c(A-)/[c(HA)c(OH-)]一定增大
10. 25℃時，向20mL0.1mol·L-1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L-1NaOH溶液，混合溶液的pH隨滴入NaOH溶液體積的變化如圖所示。下列說法錯誤的是（ ）
溶液導電性：e＞d＞c＞b＞a
B. 水的電離程度：c＞d＞e＞b＞a
C. A-的水解常數：Kh≈10-9
D. b點溶液中存在c(HA)=c(A-)+c(OH-)-c(H+)
11. 25℃條件下，用0.1mol L-1的一元弱酸HR[已知：25℃時，Ka(HR)=1.7×10-5]溶液滴定10.00mL0.1mol L-1一元堿MOH溶液，滴定過程中HR溶液的體積與溶液中lg的關系如圖所示。下列說法正確的是（ ）
25℃時，0.1mol L-1的MOH溶液pH<13
B. a點消耗HR溶液的體積等于10.00mL
C. b點溶液中c(R-)>c(H+)>c(M+)>c(OH-)
D. 25℃時，MR溶液中=×10-9
12. 25℃時，用NaOH溶液滴定H2C2O4溶液，溶液中－1g[c(H+)/c(H2C2O4)]和－1gc(HC2O4-)或－1g[c(H+)/c(HC2O4-)]和－1gc(C2O42-)關系如圖所示。下列說法不正確的是（ ）
A. Ka1(H2C2O4)的數量級為10-2
B. 曲線M表示－1g[c(H+)/c(H2C2O4)]和－1gc(HC2O4-)的關系
C. 向NaHC2O4溶液中加NaOH至c(HC2O4-)和c(C2O42-)相等，此時溶液pH約為5
D. 在NaHC2O4溶液中c(Na+)＞c(HC2O4-)＞c(H2C2O4)＞c(C2O42-)
13. 常溫下，分別向體積相同、濃度均為0.1mol·L-1MOH、ROH兩種堿溶液中不斷加水稀釋，溶液的pH與溶液濃度的對數(lgc)間的關系如圖。下列說法錯誤的是（ ）
A. Kb(MOH)的數量級為10-5
B. a、b兩點溶液中，水的電離程度：a＜b
C. 等體積等濃度的ROH和MCl混合后所得溶液中：c(OH-)＞c(H+)
D. 用相同濃度的鹽酸分別中和a、b兩點溶液，消耗鹽酸體積：Va＞Vb
14. 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圖所示，下列有關說法正確的是（ ）
A. a點KW＝1.0×10－14
B. b點：c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
C. 25 ℃時，NH4Cl水解常數為(n-1)×10-7(用n表示)
D. d點水的電離程度最大
15. 常溫下，向1L0.1 mol·L－1 H2A溶液中逐滴加入等濃度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物質的量分數與溶液pH的關系如圖，下列說法中正確的是（ ）
A. H2A的電離方程式為H2A=HA-+H+ HA- A2-+H+
B. 室溫下，Na2A水解平衡常數Kh=10-11
C. 0.1 mol·L－1 NaHA溶液中存在c(A2－)+c(HA－)＜0.1 mol·L－1
D. 常溫下，等物質量濃度NaHA與Na2A溶液等體積混合后溶液的pH=3.0
16. 25℃時，將0.1mol·L-1的兩種鈉鹽NaX、NaY溶液加水稀釋，溶液的pH與稀釋倍數的對數lg的關系如圖所示。下列說法錯誤的是（ ）
A. 等體積的上述溶液，滴加等濃度的鹽酸至pH=7，消耗鹽酸體積NaX＞NaY
B. 稀釋前和稀釋后，NaX溶液中始終存在c(OH-)=c(H+)+c(HX)
C. 25℃時，HY的電離常數Ka≈1×10-5
D. lg=2時，c(HX)+c(X-)＞c(HY)+c(Y-)
17. 已知電離常數的負對數pK=-lgK，25℃時，HX的pKa=4.76，H2Y的pKa1=1.22，pKa2=4.19，下列說法正確的是（ ）
A. 濃度相等的NH4X和NH4HY溶液中c(NH4+)：前者大于后者
B. NaX溶液中滴加KHY溶液至pH=4.76：c(K+)+c(Na+)>c(HY-)+2c(Y2-)+c(X-)
C. KHY溶液中滴加氨水至中性：c(NH4+)>c(Y2-)
D. K2Y溶液中滴加鹽酸至pH=1.22：c(Cl-)-3c(HY-)=c(H+)-c(OH-)
18. 常溫下，向20mL 0.1mol·L-1 Na2CO3溶液中逐滴加入0.1mol·L-1HCl溶液40mL，溶液中含碳元素的各種微粒(CO2逸出未畫出)的物質的量分數隨溶液pH變化的部分情況如圖所示，下列說法錯誤的是（ ）
A. 同一溶液中，H2CO3、HCO3-、CO32-不能大量共存
B. 已知25℃，CO32-水解平衡常數Kh1=2×10-4，當溶液的pH=10時，溶液中c(HCO3-)：c(CO32-)=2：1
C. pH=7溶液中各離子物質的量濃度大小關系是c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-)＞c(CO32-)
D. 當混合液pH≈6時，開始放出CO2氣體
19．二元酸及其鹽在水溶液中存在相關平衡。已知常溫下，H2SO3和H2CO3的電離平衡常數如下表所示。
二元酸 H2SO3 H2CO3
Ka1 1.5×10-2 4.5×10-7
Ka2 6.0×10-8 4.7×10-11
(1)緩沖溶液是能緩解外加少量酸或堿而保持溶液pH基本不變的溶液。人體血液中H2CO3/HCO緩沖體系對穩定pH發揮著重要作用。當血液中CO2濃度上升，血液緩沖體系中的值 (填“增大”“減小”或“不變”)。
(2)常溫下0.1mol·L-1 NaHSO3溶液的pH=a，則a (填字母)。
A．大于7 B．小于7 C．等于7 D．無法確定
該溶液中，水電離出的H+濃度為 0.1mol·L-1 (用a表示)。
(3)濃度為均為0.1mol·L-1 Na2SO3和Na2CO3等體積混合后，溶液中①SO、②CO、③HSO、④HCO濃度從大到小的順序為 (填序號)。
(4)常溫下，用一定濃度的NaOH溶液滴定某二元酸H2A溶液。溶液中，含A元素粒子的分布系數δ隨pH的變化關系如圖所示[例如A2-的分布系數：δ(A2-)=]。
①常溫下，Na2A的水解平衡常數為 。
②若向0.1mol·L-1的NaHA溶液中加入等體積的0.1mol·L-1 KOH溶液(忽略混合后溶液的體積變化)，混合后溶液中c(Na＋)＋c(K＋) 2c(HA-)＋2c(A2-)(填“>”“<”或“=”)。
第25講-水解平衡常數的推導及其應用
答案及解析
1.【答案】D
【解析】A．根據電離平衡常數大小可知，酸性強弱順序為：。酸性強弱為，則由強酸制弱酸的原理可知，和不反應，次氯酸鈉溶液與少量二氧化碳反應生成次氯酸和碳酸氫鈉，反應的離子方程式為，A項錯誤；
B．等濃度與兩份溶液比較，由于酸性順序，越弱越水解因此碳酸根的水解程度大于亞硫酸根，水解程度越大，離子濃度越小，另外水解程度越大，水解出的酸式酸根離子濃度越大，但是水解畢竟是微弱的，故酸根離子濃度大于酸式酸根離子的濃度，則順序應為，B項錯誤；
C．的水解常數，C項錯誤；
D．溶液，說明的電離程度大于其水解程度，因此含S微粒的濃度大小順序為，D項正確。故選D。
2.【答案】B
【解析】A．多元弱酸根的水解是分步進行的，以第一步為主，故的水解方程
為CO32-+H2O HCO3－+OH- 、HCO3－+H2O H2CO3+OH-，A錯誤；
B．水解平衡常數Kh僅僅是溫度的函數，溫度不變Kh不變，故向碳酸鉀溶液中滴入少量的氫氧化鉀稀溶液，Kh(CO32-)大小保持不變，B正確；
C．未告知KOH和K2CO3的濃度，無關比較常溫下KOH和K2CO3的pH，C錯誤；
D．，該反應中，每消耗0.1mol CaCO3，未告知CO2所處的狀態，無法計算其體積，D錯誤；
故答案為：B。
3.【答案】A
【解析】根據圖1，a點時，c(A－)= c(HA)；根據圖2，0.01mol·L-1鹽酸逐滴加入10mL0.01mol·L-1NaA溶液中，b點時，溶質為等物質的量的NaCl、HA和NaA；c點時，溶質為等物質的量的NaCl、HA。
A．當pH=7時，c(H+) = c(OH－)，根據電荷守恒可得：c(Na+)+ c(H+)= c(A－)+ c(Cl－) +c(OH－)，則c(Na+)= c(A－)+ c(Cl－)；根據物料守恒可得：c(Na+)= c(A－)+ c(HA)，因此溶液中c(Cl－)= c(HA)，A正確；
B．b點溶液中溶質為等物質的量的NaCl、HA和NaA，溶液呈堿性，水的電離受到促進，c點溶液中溶質為等物質的量的NaCl、HA，水的電離受到抑制，則水的電離程度：b>c；a點時，c(A－)= c(HA)且pH=10.5，即c(OH－) =10-3.5 mol·L-1，則水解平衡常數，B錯誤；
C．b點溶液中溶質為等物質的量的NaCl、HA和NaA，溶液呈堿性，則溶液中主要發生水解，c(Cl－) >c(A－) > c(OH－) ，C錯誤；
D．c點溶液中溶質為等物質的量的NaCl、HA，根據物料守恒可得：c(A－)+ c(HA)= c(Na+)=0.005 mol·L-1，D錯誤；
答案選A。
4.【答案】D
【解析】A．溶液中=Ka(CH3COOH)/Kw，因為Ka(CH3COOH)、Kw僅受溫度影響，當溫度不變時，它們的值不會隨著濃度的變化而變化，故向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中不變，A錯誤；B．CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-， ，溫度升高促進CH3COO-水解，水解平衡常數增大，=1/Kh，故將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃，溶液中減小，B錯誤； C．由電荷守恒可知c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，因為溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，所以c(NH4+)=c(Cl-)，c(NH4+)/c(Cl-)=1，C錯誤；D．向AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中=Ksp(AgCl)/Ksp(AgI)，故溶液中不變，D正確；答案選D。
5. 【答案】C
【解析】A．稀釋醋酸時能促進弱電解質醋酸的電離，導致稀釋后溶液中氫離子濃度大于原來的，稀釋后溶液的，故A錯誤； B．NaHA溶液的說明的二級電離，不完全電離，即為弱酸，可以說明是弱酸，NaHA溶液的，是強酸或弱酸都有可能，如硫酸、亞硫酸，故B錯誤； C．NaOH滴定HCl與，醋酸是弱電解質，若堿與酸恰好反應，溶液中溶質為氯化鈉、醋酸鈉，醋酸根水解溶液呈堿性，反應后溶液呈中性，說明溶液中的酸有剩余，故C正確； D．室溫下，將溶液加水稀釋，，K只受溫度的影響，故比值不變，故D錯誤；答案選C。
【點睛】B項的 NaHA溶液的，是強酸或弱酸都有可能，如硫酸、亞硫酸是易錯點，學生會有遺漏。
6. 【答案】A
【解析】A、Zn(OH)2溶于水形成的飽和溶液中，令飽和溶液中鋅離子濃度為x,x×(2x)2=1.0×10-18,x==6.3×10-7 mol·L-l， c(Zn2+)<1.0×10-6 mol·L-l，故A錯誤；B、HCOO-的水解常數為 1.0×10-10，故B正確；C、向Zn(OH)2懸濁液中加入HCOOH,溶液中氫氧根離子減小，溶解平衡正向移動，溶液中c(Zn2+)增大，故C正確；D、Zn(OH)2+2HCOOHZn2++2HCOO-+2H2O 的平衡常數K== 100，故D正確；故選A。
7. 【答案】D
【解析】A．由圖象可知c點時水電離的氫氧根濃度最大，且大于，說明水的電離被促進且促進程度最大，分析可知，當溶液中最大時才能達到，即c點時的溶液恰好與的NaOH反應完全，n(H+)= n(OH-)則此時，，，故A正確；B．b時加入的氫氧化鈉的體積為10mL，分析反應可知此時和NaOH恰好完全反應生成NaHA，又因此時水電離的氫氧根離子濃度小于，可知水的電離被抑制，則可知的電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性，所以離子濃度大小為：，故B正確；C.分析c點情況：此時溶液為的溶液，其濃度為，溶液中水電離的氫氧根濃度為溶液中總的氫氧根離子濃度，，結合水解反應：，，，則該反應的水解平衡常數：，，故C正確；D.分析d點組成可知其溶質為和NaOH，兩者溶液都顯堿性，所以d點溶液應為堿性，故D錯誤；答案選D。
8. 【答案】B
【解析】二元弱酸草酸第二步電離比第一步電離微弱，，當溶液的pH相同時，相同，lgX：ⅠⅡ，則Ⅰ表示與pH的變化關系，Ⅱ表示與pH的變化關系。A．根據分析可知，Ⅰ表示與pH的變化關系，故A錯誤；B．時，曲線Ⅰ中，時，，故B正確；C．lgX為增函數，時，曲線Ⅰ中，時，的第一級電離常數，時，曲線曲線Ⅱ中，，的第二級電離常數，則的水解常數，即的電離大于其水解， 故C錯誤；D．時，曲線Ⅱ中，溶質為等濃度的、，結合物料守恒看作，故D錯誤；答案選B。
9. 【答案】B
【解析】A. A點對應溶液顯酸性，即c（H+）＞c（OH-），結合電荷關系判斷；B. pH=5.3時，=0，即c（A-）=c（HA），結合HA酸的電離常數Ka的表達式進行計算；C. 在20mL HA溶液中加入10mL NaOH溶液，得到等濃度的HA和NaA混合溶液，根據題意判斷出電離程度與水解程度的大小關系，再分析作答； D. = ==，Kh為A-的水解常數，據此分析判斷。A. A點對應溶液顯酸性，即c（H+）＞c（OH-），溶液中電荷守恒關系為c（Na+）+c（H+）=c（A-）+c（OH-），所以離子濃度關系為c（A-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-），A項錯誤；B. pH=5.3時，=0，即c（A-）=c（HA），HA酸的電離常數Ka= =c（H+）=10-pH=10-5.3，B項正確；C. 由于Ka=10-5.3＞ = = Kh，所以20 mLHA溶液中加入10mL NaOH溶液，得到等濃度的HA和NaA混合溶液，混合溶液以電離為主，使c（A-）＞c（HA），即＞0，故B點對應的NaOH溶液的體積小于10 mL，C項錯誤；D. A-的水解常數Kh隨溫度升高而增大，所以 = ==，隨溫度升高而減小，D項錯誤；答案選B。
10. 【答案】B
【解析】A．溶液的導電性和離子的濃度和離子所帶電荷的多少有關，起始0.1mol L-1 HA的pH=3，說明是弱酸，隨著中和反應進行，a點到d點溶液中的HA變成，導電性逐漸增強，d點為反應終點，d點到e點增大，溶液的導電性繼續增強，故A正確；B．隨著氫氧化鈉的加入，pH逐漸增大，消耗氫離子越多，對水的電離平衡越促進，故從a到d，水的電離程度增強，e點是達到滴定終點后，堿過量，抑制水的電離，水的電離程度減小，故水的電離程度：，故B錯誤；C.由圖可知， HA溶液的，c(H+)=10-3，HA電離出的氫離子和A-的濃度相等，故c(A-)=10-3則，，故C正確；D．b點溶液為等濃度的NaA和HA的混合液，根據電荷守恒：和物料守恒：，消去，可得，故D正確；答案選B。
【點睛】溶液的導電性和離子濃度的大小，離子所帶電荷的多少有關；酸堿抑制水的電離，而能夠水解的鹽溶液促進水的電，二者對水的平衡移動影響不同。
11. 【答案】D
【解析】A．由圖可知的MOH溶液中，故，解得，溶液的，故A錯誤；B．由圖象可知lg，a點溶液呈中性，由于MOH是強堿，HR是弱酸，得到的是弱酸強堿鹽，顯堿性，若要使二者反應若呈中性，則HR溶液的體積大于，故B錯誤；C．b點初始溶液中MR和HR濃度相等，由于該點溶液呈酸性，故HR的電離程度大于的水解程度，因此離子濃度大小為，故C錯誤；D．為的水解平衡常數表達式，，故D正確；答案選D。
12.【答案】D
【解析】本題主要考查電解質相關知識。，同理，因，故曲線M表示和的關系，曲線N表示和的關系，由此分析各選項正誤。A. 由上述分析可知，曲線M表示和的關系，Ka1=，根據曲線M上的數值Ka1=10-1×10-1=10-2，曲線N表示和的關系，根據曲線N上的數值Ka2==10-2×10-3=10-5，故A項正確；B. 由上述分析可知，故曲線M表示和的關系，故B項正確；C.當時，Ka2==10-5，，故pH為5，C項正確；D.HC2O4-在溶液中既存在電離平衡又存在水解平衡，HC2O4-水解的離子方程式為HC2O4-+H2OH2C2O4+OH-，HC2O4-水解平衡常數為=Kw/Ka1==1×10-1213.【答案】D
【解析】根據稀釋前堿溶液的濃度和對應的pH判斷堿的相對強弱，根據稀釋對電離平衡的影響、結合鹽類水解、水的電離等解答。A.沒有稀釋前MOH溶液中氫離子濃度是10－11mol/L，則氫氧根是10－3mol/L，所以Kb(MOH)＝，A正確；B.a、b兩點溶液中a點溶液堿性強，對水的抑制程度大，所以水的電離程度：a＜b，B正確；C.根據圖象可知堿性是MOH＞ROH，ROH的電離常數大于MCl的水解常數，因此溶液顯堿性，即c(OH－)＞c(H＋)，C正確；D.兩種堿溶液的物質的量相等，用相同濃度的鹽酸分別中和時消耗鹽酸體積相等，即Va＝Vb，D錯誤；答案選D。
14. 【答案】C
【解析】A、水的離子積與溫度有關，溫度越低水的離子積常數越小，a點時溶液溫度小于25℃，則水的離子積Kw<1.0×10-14，故A錯誤；B、b點時溶液的pH<7，則c（H+）>c（OH-），根據電荷守恒可知：c（Cl-）>c（NH4+），溶液中離子濃度大小為：c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-），故選項B錯誤；C、根據圖象可知，25℃時溶液的pH=7，則：c（H+）=c（OH-）=10-7 mol L-1，c（NH4+）=c（Cl-）=0.5mol/L，根據物料守恒可知：c（NH3 H2O）=（0.5n-0.5）mol/L，則25℃時NH4Cl水解常數為：K==（n-1）×10-7，故選項C正確；D、b點溶液溫度最高，說明此時兩溶液恰好反應生成氯化銨，銨根離子水解促進了水的電離，則a、d兩點都抑制了水的電離，則b點水的電離程度最大，故D錯誤,正確答案選C。
15.【答案】B
【解析】由圖象可知，pH=1的溶液中含有A元素的微粒：不含H2A含有A2-、HA-，所以溶液中全部電離為，說明第一步電離為完全電離，所以的電離方程式為：，，故A錯誤；B．時，則水解平衡常數，故B正確；C．溶液中全部電離，不存在分子，則由物料守恒可知，，故C錯誤；D．常溫下，c（A2-）=c（HA-）時，Ka==c（H+）=10-3，則A2-水解平衡常數Kh==10-11＜Ka，則等物質的量濃度的NaHA與Na2A溶液等體積混合后，A2-水解程度小于HA-電離程度，導致溶液中c（A2-）＞c（HA-），則c（H+）＜10-3，溶液的pH＞3，故D錯誤；答案選B。
16. 【答案】D
【解析】A．的NaX溶液pH大于NaY溶液，故等體積的上述溶液，滴加等濃度的鹽酸至，消耗鹽酸體積，故A正確；B．NaX溶液為強堿弱酸鹽，無論是否稀釋，根據溶液中質子守恒，，故B正確；C． NaY的，c(H+)=10-9，c(OH-)==10-5，水解平衡常數約為，根據電離平衡常數和水解平衡常數的關系分析，常溫下，HY的電離常數，故C正確；D．NaX、NaY起始濃度相同，稀釋相同倍數溶液的濃度仍然相同，根據物料守恒可知，時，，D錯誤；答案選D。
17. 【答案】D
【解析】A．溶液中的水解促進的水解，H2Y的pKa2=4.19，Ka2=10-4.19，而溶液中的，即電離為主，產生的對的水解起抑制作用，則濃度相等的和溶液中：前者小于后者，故A錯誤；B．根據電荷守恒可知，即，所以，故 B錯誤；C．根據電荷守恒可知，溶液呈中性，則以及物料守恒可得，所以，故C錯誤；D．根據的，滴加鹽酸至，，由物料守恒可知，，由電荷守恒可知，則，故D正確；答案選D。
18. 【答案】C
【解析】A．由圖可知，pH在8～12存在HCO3-、CO32-，pH＜8存在H2CO3、HCO3-，可知上述反應的同一溶液中，H2CO3、HCO3-、CO32-不能大量共存，故A正確；B．CO32-的水解平衡常數Kh1=，當溶液的pH=10時，c(OH-)=10-4mol/L，Kh1=2×10-4，則溶液中c(HCO3-)：c(CO32-)=2：1，B正確；C．由圖可知pH=7時c(H+)=c(OH-)，c(HCO3-)＞c(CO32-)，且溶液含H2CO3，則溶質為NaCl、NaHCO3、H2CO3，則存在c(Na+)＞c(Cl-)＞c(HCO3-)，C錯誤；D．由圖可知，pH=7時溶液含H2CO3，若酸性增強，釋放二氧化碳，則混合液pH≈6時，開始放出CO2氣體，D正確；故合理選項是C。
19.【答案】(1)減小
(2) B 10a-14
(3)①②④③
(4) 10-12 =
【解析】（1）當血液中CO2濃度上升，溶液中c(H+)增大，溫度不變，碳酸的電離平衡常數不變，血液緩沖體系中減小，故答案為：減小；
（2）常溫下0.1mol/LNaHSO3溶液中的水解平衡常數Kh=，說明的水解程度小于電離程度，溶液呈酸性，a＜7；抑制水電離，該溶液中，水電離出的c(H+)= c(OH-)==10a-14mol/L，故答案為：B；10a-14；
（3）濃度為均為0.1mol·L-1Na2SO3和Na2CO3等體積混合后，水解程度：②＞①，水解程度越大，溶液中該離子濃度越小，得到的酸式酸根離子濃度越大，所以溶液中離子濃度由大到小的順序是①②④③，故答案為：①②④③；
（4）①根據圖知，常溫下，溶液中含A的微粒有兩種，說明H2A第一步完全電離、第二步部分電離，隨著溶液pH值的增大，δ(A2-)增大、δ(HA-)減小，當δ(A2-)=δ(HA-)時，c(A2-)=c(HA-)，溶液的pH=2，Ka2==c(H+)=10-2 mol/L，Na2A的水解平衡常數=，故答案為：10-12；
②混合后溶液中存在物料守恒為c(Na+)=c(K+)=c(HA-)+c(A2-)，所以存在c(Na+)+c(K+)=2c(HA-)+2c(A2-)，故答案為：=。第24講-電離平衡常數及其應用
2024年水解常數的推導及應用考點考向統計
2024年安徽卷—13題 選擇題，水溶液中的離子平衡，利用水解平衡常數比較離子濃度大小
2024年湖北卷—13題 選擇題，水溶液中的離子平衡，利用水解平衡常數進行計算，確定離子濃度
2024年浙江6月卷—15題 選擇題，利用水解平衡常數計算水解率
2024年湖南卷—11題 選擇題，通過比較水解平衡常數和電離平衡常數的大小，判斷酸式鹽的酸堿性
2023年海南卷—14題 選擇題，讀圖，根據特殊點計算水解平衡常數，進而求出電離平衡常數
2023年浙江1月卷—13題 選擇題，利用水解平衡常數進行計算，比較離子濃度大小
一．知識重構
1．水解常數的概念
(1)含義：鹽類水解的平衡常數，稱為水解常數，用Kh表示。
(2)表達式：
①對于A- + H2O HA + OH- Kh＝
②對于B+ + H2O H+ + BOH Kh＝
2．Kh、 Ka（或Kb ）和Kw 的關系
① A- + H2O HA + OH- Kh＝
② HA H+ + A- Ka＝
因為：Kw＝ c(H+) ·c(OH )
可得：Kh · Ka＝KW 或 Kh＝ 或 Ka＝
酸（或堿）越弱，電離常數越小，則Kh越大，水解程度越大
3.推導碳酸鈉溶液的Kh、 Ka 和 Kw 的關系
Na2CO3的水解 ：CO32- + H2OHCO3- + OH- HCO3- + H2OH2CO3 + OH-
Kh1＝ Kh2＝
H2CO3的電離： H2CO3 HCO3- + H+ HCO3- CO32- + H+
Ka1＝ Ka2＝
可得：Kh1 · Ka2＝KW 或 Kh2 · Ka1＝KW
3、推導FeCl3溶液的Kh、 Fe(OH)3的KSP 和 Kw 的關系
FeCl3的水解 ：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
Fe(OH)3的沉淀溶解平衡： Fe(OH)3（S) Fe3+(aq)+3OH - (aq)
由Kh、KSP 和 Kw表達式可得：Kh · KSP＝KW3
二、重溫經典
1.（2024安徽卷13）環境保護工程師研究利用Na2S、FeS和H2S處理水樣中的Cd2+。已知25℃時，H2S飽和溶液濃度約為0.1 mol·L 1，Ka1(H2S)=10-6.97，Ka2(H2S)=10-12.90，Ksp(FeS)=10-17.20，Ksp(CdS)=10-26.10。下列說法錯誤的是
A. Na2S溶液中：c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)
B. 0.01 mol·L 1 Na2S溶液中: c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)
C. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中加入FeS，可使c(Cd2+)<10-8 mol·L 1
D. 向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中通入H2S氣體至飽和，所得溶液中：c(H+)>c(Cd2+)
【答案】B
【解析】A．Na2S溶液中只有5種離子，分別是H+、Na+、OH-、HS-、S2-，溶液是電中性的，存在電荷守恒，可表示為c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)，A正確；
B．0.01 mol·L 1 Na2S溶液中，S2-水解使溶液呈堿性，其水解常數為，根據硫元素守恒可知c(HS-)<10-1.1mol·L 1,所以，則c(OH-)>c(S2-)，B不正確；
C．Ksp(FeS) 遠遠大于Ksp(CdS)，向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中加入FeS時，可以發生沉淀的轉化，該反應的平衡常數為
因此該反應可以完全進行，CdS的飽和溶液中，若加入足量FeS時可使c(Cd2+)<10-8 mol·L 1，C正確
D．Cd2++H2SCdS +2H+的平衡常數
，該反應可以完全進行，因此，當向c(Cd2+)=0.01 mol·L 1的溶液中通入H2S氣體至飽和，Cd2+可以完全沉淀，所得溶液中c(H+)>c(Cd2+)，D正確；綜上所述，本題選B。
2. （2024湖北卷13）CO2氣氛下，Pb(ClO4)2溶液中含鉛物種的分布如圖。縱坐標(δ)為組分中鉛占總鉛的質量分數。已知c0(Pb2+)=2.0×10－5 mol·L 1，pKa1(H2CO3)=6.4、pKa2(H2CO3)=10.3， pKsp(PbCO3)=12.1。下列說法錯誤的是
A. pH=6.5時，溶液中c(CO32－)< c(Pb2+)
B.δ(Pb2+)=δ(PbCO3)時， c(Pb2+)<1.0×10-5 mol·L 1
C. pH=7時， 2 c(Pb2+)+ c [Pb(OH)+] <2 c(CO32－)+ c(HCO3－)+ c(ClO4－)
D. pH=8時，溶液中加入少量NaHCO3(s)，PbCO3會溶解
【答案】C
【解析】A．由圖可知，pH=6.5時δ(Pb2+)>50%，即c(Pb2+)>1×10-5 mol·L 1，則
，A項正確；
B．由圖可知，δ(Pb2+)=δ(PbCO3)時，溶液中還存在Pb(OH)+，根據c0(Pb2+)=2.0×10-5 mol·L 1和Pb守恒，溶液中c(Pb2+)<1.0×10-5 mol·L 1，B項正確；
C．溶液中的電荷守恒為2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]+c(H+)=2c(CO32－)+c(HCO3－)+c(ClO4－)+2c[Pb(CO3)22－]+c(OH-)， pH=7時溶液中c(H+)=c(OH-)，則2c(Pb2+)+c[Pb(OH)+]=2c(CO32－)+c(HCO3－)+c(ClO4－)+2c[Pb(CO3)22－]，C項錯誤；
D．NaHCO3溶液中HCO3－的水解平衡常數為，NaHCO3溶液呈堿性，加入少量NaHCO3固體，溶液pH增大，PbCO3轉化成Pb(CO3)22－而溶解，D項正確；答案選C。
3. （2024浙江6月卷15）室溫下，H2S水溶液中各含硫微粒物質的量分數δ隨pH變化關系如下圖[例如]。已知： Ksp(FeS)= 6.3×10－18 ,Ksp[Fe(OH)2]= 4.9×10－17。
下列說法正確的是
A. 溶解度：FeS大于Fe(OH)2
B. 以酚酞為指示劑(變色的pH范圍8.2~10.0)，用NaOH標準溶液可滴定H2S水溶液的濃度
C. 忽略S2－的第二步水解， 0.10mol·L 1的Na2S溶液中S2－水解率約為62%
D. 0.010mol·L 1的FeCl2溶液中加入等體積0.20mol·L 1的Na2S溶液，反應初始生成的沉淀是FeS
【答案】C
【解析】在H2S溶液中存在電離平衡：H2SH++HS-、HS-H++S2-，隨著pH的增大，H2S的物質的量分數逐漸減小，HS-的物質的量分數先增大后減小，S2-的物質的量分數逐漸增大，圖中線①、②、③依次代表H2S、HS-、S2-的物質的量分數隨pH的變化，由①和②交點的pH=7可知Ka1(H2S)=1×10-7，由②和③交點的pH=13.0可知Ka2(H2S)=1×10-13。A．FeS的溶解平衡為FeS(s) Fe2+(aq)+S2-(aq)，飽和FeS溶液物質的量濃度為= mol·L 1=×10-9 mol·L 1，Fe(OH)2的溶解平衡為Fe(OH)2Fe2+(aq)+2OH-(aq)，飽和Fe(OH)2溶液物質的量濃度為= mol·L 1=×10-6 mol·L 1＞×10-9 mol·L 1，故溶解度：FeS小于Fe(OH)2，A項錯誤；
B．酚酞的變色范圍為8.2~10，若以酚酞為指示劑，用NaOH標準溶液滴定H2S水溶液，由圖可知當酚酞發生明顯顏色變化時，反應沒有完全，即不能用酚酞作指示劑判斷滴定終點，B項錯誤；
C．Na2S溶液中存在水解平衡S2-+H2OHS-+OH-、HS-+H2OH2S+OH-（忽略第二步水解），第一步水解平衡常數Kh(S2-)=====0.1，設水解的S2-的濃度為x mol·L 1，則=0.1，解得x≈0.062，S2-的水解率約為×100%=62%，C項正確；
D．0.01 mol·L 1 FeCl2溶液中加入等體積0.2 mol·L 1 Na2S溶液，瞬間得到0.005 mol·L 1 FeCl2和0.1 mol·L 1 Na2S的混合液，結合C項，瞬時c(Fe2+)c(S2-)=0.005 mol·L 1×(0.1 mol·L 1-0.062 mol·L 1)=1.9×10-4＞Ksp(FeS)，c(Fe2+)c2(OH-)=0.005 mol·L 1×(0.062 mol·L 1)2=1.922×10-5＞Ksp[Fe(OH)2]，故反應初始生成的沉淀是FeS和Fe(OH)2，D項錯誤；答案選C。
4.(2024湖南卷11) 中和法生產Na2HPO4·12H2O的工藝流程如下：
已知：①H3PO4的電離常數：K1=6.9×10-3，K2=6.2×10-8，K3=4.8×10-13 ；
②Na2HPO4·12H2O易風化。
下列說法錯誤的是
A. “中和”工序若在鐵質容器中進行，應先加入Na2CO3溶液
B. “調pH”工序中X為NaOH或H3PO4
C. “結晶”工序中溶液顯酸性
D. “干燥”工序需在低溫下進行
【答案】C
【解析】H3PO4和Na2CO3先發生反應，通過加入X調節pH，使產物完全轉化為Na2HPO4，通過結晶、過濾、干燥，最終得到Na2HPO4·12H2O成品。
A．鐵是較活潑金屬，可與H3PO4反應生成氫氣，故“中和”工序若在鐵質容器中進行，應先加入Na2CO3溶液，A項正確；
B．若“中和”工序加入Na2CO3過量，則需要加入酸性物質來調節pH，為了不引入新雜質，可加入H3PO4；若“中和”工序加入H3PO4過量，則需要加入堿性物質來調節pH，為了不引入新雜質，可加入NaOH，所以“調pH”工序中X為NaOH或H3PO4，B項正確；
C．“結晶”工序中的溶液為飽和Na2HPO4溶液，由已知可知H3PO4的K2=6.2×10-8，K3=4.8×10-13，則HPO42-的水解常數，由于Kh> K3，則Na2HPO4的水解程度大于電離程度，溶液顯堿性，C項錯誤；
D．由于Na2HPO4·12H2O易風化失去結晶水，故“干燥”工序需要在低溫下進行，D項正確；
故選C。
5.（2023海南卷14不定項）25℃下，Na2CO3水溶液的pH隨其濃度的變化關系如圖所示。下列說法正確的是
A．c (Na2CO3)=0.6 mol L 1時，溶液中c (OH－)<0.01 mol L 1
B．Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小
C．在水中H2CO3的Ka2<4×10-11
D．0.2 mol L 1的Na2CO3溶液和0.3 mol L 1的NaHCO3溶液等體積混合，得到的溶液c (OH－)< 2×10-4 mol L 1
【答案】B
【解析】A．由圖像可以，c (Na2CO3)=0.6 mol L 1時，pH>12.0，溶液中c (OH－)>0.01 mol L 1，故A錯誤；
B．鹽溶液越稀越水解，Na2CO3水解程度隨其濃度增大而減小，故B正確；
C．結合圖像可知，當c (Na2CO3)=0.5 mol L 1，pH=12，碳酸根水解程度大于碳酸氫根，則Kh=，則Ka2= ，故C錯誤；
D．若0.2mol L 1的溶液等體積的蒸餾水混合，濃度變為0.1mol L 1，由圖可知，pH>11.6，得到的溶液c (OH－)> 2×10－4 mol L 1，0.2 mol L 1的Na2CO3溶液和0.3 mol L 1的NaHCO3溶液等體積混合后c(OH-)大于與水混合的，故D錯誤。答案為：B。
6.（2023年浙江1月卷 15）碳酸鈣是常見難溶物，將過量碳酸鈣粉末置于水中達到溶解平衡：CaCO3Ca2+(aq)+CO32-(aq) [已知Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，H2CO3
的電離常數Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11]，下列有關說法正確的是
A．上層清液中存在c(Ca2+)=c(CO32-)
B．上層清液中含碳微粒最主要以HCO3-形式存在
C．向體系中通入CO2氣體，溶液中c(Ca2+)保持不變
D．通過加Na2SO4溶液可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化
【答案】B
【解析】A．上層清液為碳酸鈣的飽和溶液，碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子，因此
c(Ca2+)>c(CO32-)，A錯誤；
B．根據Ka2=4.7×10-11可得，則碳酸根的水解平衡常數為， ，上層清液呈弱堿性，若pH=8，，c(HCO3-)> c(CO32-)，則上層清液中含碳微粒主要為碳酸氫根離子，B正確；
C．向體系中通入CO2，CO32-+CO2+H2O=2HCO3-，c(CO32-)減小，
CaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32-(aq)正向移動，溶液中鈣離子濃度增大，C錯誤；
D．由題干可知，Ksp(CaCO3)=3.4×10-9，Ksp(CaSO4)=4.9×10-5，則CaCO3(s) +SO42-(aq) CaSO4(s) +CO32-(aq)的平衡常數K，故通過加Na2SO4溶液不可實現CaCO3向CaSO4的有效轉化，D錯誤；故答案選B。
7.（湖北高三聯考節選）已知：25 ℃時，碳酸的電離常數為Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11(1)請寫出碳酸鈉水解的離子方程式，并計算其水解常數(Kh1、Kh2)。
(2)25 ℃時，等濃度的碳酸鈉溶液和碳酸氫鈉溶液誰的堿性強？
【答案】CO32- + H2OHCO3- + OH- HCO3- + H2OH2CO3 + OH- Kh1≈ 2 × 10－4 Kh2≈ 2× 10－8
【解析】由Kh1 · Ka2＝KW 可得Kh1 ＝KW/Ka2≈ 2 × 10－4
Kh2 · Ka1＝KW可得Kh2 ＝KW/Ka1≈ 2 × 10－8
8.（2022年河北聯考節選）已知25℃時，NH3.H2O的電離常數Kb=1.8×10-5,該溫度下1mol/L的NH4Cl溶液中c(H+)= (已知：5.560.5≈2.36）
【答案】2.36×10－5mol/L
【解析】(1)NH4Cl溶液中存在水解平衡：，反應的水解平衡常數，則1 mol·L-1的NH4Cl溶液中；
9.（2022年山東校考節選）(1)NH4HCO3溶液呈________(填“酸性”“堿性”或“中性”)(已知：NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11)。
【答案】堿性
【解析】銨根離子的水解常數，碳酸氫根的水解常數，則的水解程度大于的水解程度，因此常溫下NH4HCO3溶液呈堿性。
題組四.同條件下同濃度鹽溶液PH大小的比較
10.（2022年河南高三階段測試節選）室溫下，0.1mol·L-1NaClO溶液的pH____0.1mol·L-1Na2SO3溶液的pH。(填“大于”、“小于”或“等于”)。已知：H2SO3的Ka1=1.54×10-2，Ka2=1.02×10-7；HClO的Ka=2.95×10-8
【答案】大于
【解析】H2SO3的Ka1=1.54×10-2，Ka2=1.02×10-7，HClO的Ka=2.95×10-8，H2SO3的無論一級電離、二級電離都大于次氯酸的電離，所以NaClO溶液的水解程度大于亞硫酸鈉，即堿性強于亞硫酸鈉溶液，故答案為：大于；
11.已知：25 ℃時，氫硫酸的電離常數為Ka1=1.1×l0-7、Ka2=l.3×10-13。請問NaHS溶液顯酸性還是堿性？
【答案】顯堿性
【解析】Kh2＝1.3×10－13＞ Ka2 故NaHS溶液顯堿性。
12.已知：25 ℃時，亞硫酸的電離常數為Ka1=1.4×l0-2，Ka2=6.0×l0-8。請問NaHSO3溶液顯酸性還是堿性？
【答案】顯酸性
【解析】Kh2＝1.3×10－13< Ka2 故NaHSO3溶液顯酸性。
題組六.電離常數與水解常數的關系及綜合圖像問題
13.(2021·福建·高考真題）如圖為某實驗測得0.1mol/LNaHCO3溶液在升溫過程中(不考慮水揮發)的pH變化曲線。下列說法正確的是( )
A．a點溶液的c(OH-)比c點溶液的小
B．a點時，KwC．b點溶液中，c(Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)
D．ab段，pH減小說明升溫抑制了HCO3- 的水解
【答案】A
【解析】A．Kw=c(H+)c(OH-)，隨著溫度的升高，Kw增大；a點、c點的pH相同，即c(H+)相同，但是c(OH-)不同，c點的Kw大，所以a點溶液的c(OH-)比c點溶液的小，故A正確；B．NaHCO3溶液中存在電離平衡和水解平衡，根據圖示可知，NaHCO3溶液顯堿性，水解過程大于電離過程，Kh＝> Ka2，所以 Kw>Ka1(H2CO3).Ka2(H2CO3)，故B錯誤；C．b點溶液顯堿性，溶液中存在電荷守恒： c(Na+)+ c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)，由于c(H+)14.(2022·江蘇高三聯考)在某溫度時，將n mol·L-1氨水滴入10mL1.0mol·L-1鹽酸中，溶液pH和溫度隨加入氨水體積變化曲線如圖所示。下列有關說法正確的是（ ）
A. a點KW＝1.0×10－14 B. b點：c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
C. 25 ℃時，NH4Cl水解常數為(n-1)×10-7(用n表示) D. d點水的電離程度最大
【答案】C
【解析】A．水的離子積與溫度有關，溫度越低其值越小，a點時溶液溫度小于25℃，則水的離子積Kw<1.0×10-14，故A錯誤；B、b點時溶液的pH<7，則c(H+)>c(OH－)，根據電荷守恒可知：c(Cl-)>c(NH4+)，溶液中離子濃度大小為：c(Cl－)>c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH－)，故選項B錯誤；C、根據圖象可知，25℃時溶液的pH=7，則：c(H+)=c(OH－)=10-7 mol L-1，c(NH4+)=c(Cl－)=0.5mol/L，根據物料守恒可知：c(NH3 H2O)=(0.5n-0.5)mol/L，則25℃時NH4Cl水解常數為：Kh=(n-1)×10-7，故選項C正確；D、b點溶液溫度最高，說明此時兩溶液恰好反應生成NH4Cl，NH4+水解促進了水的電離，則a、d兩點都抑制了水的電離，則b點水的電離程度最大，故D錯誤。
三、模型建構
常見考點：
（1）判斷弱酸酸性（或弱堿堿性）的相對強弱
（2）判斷酸與鹽反應是否能發生（強酸制弱酸）
（3）計算溶液中粒子濃度比值并判斷其變化
（4）判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強弱
（5）判斷酸式鹽酸根離子的電離和水解程度的相對大小
在解題時，要應用電離平衡常數和水的離子積等計算出水解平衡常數，再應用水解平衡常數、三大守恒關系，圖像的特殊點等去解題。
四、名師導學
電離常數與水解常數的關系及綜合圖像問題是高考中的常見題型，屬于中等難度的試題，試題綜合性強，難易適中。在注重對基礎知識鞏固和訓練的同時，側重對學生能力的培養和解題方法的指導與訓練，該類試題主要考查學生靈活運用知識解決實際問題的能力。我們在教學中要注重培養學生該方面的素養。

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