高中化学专题练习(含解析)--沉淀溶解平衡

（满分60分时间30分钟）姓名：_______________班级：_______________得分：_______________1．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。

难溶金属氢氧化物在不同pH下的溶解度[S/(mol·L－1)]如图所示：难溶金属氢氧化物的S－pH图（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________。

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________________________________________。

（4）要使氢氧化铜沉淀溶解,除了加入酸之外,还可以加入氨水生成[Cu(NH3)4]2＋,写出反应的离子方程式：_________________________________________________________。

（5）已知一些难溶物的溶度积常数如下表。

物质FeS MnS CuS PbS HgS ZnSK sp 6.3×10－18 2.5×10－13 1.3×10－35 3.4×10－28 6.4×10－33 1.6×10－24)。

A．NaOH B．FeS C．Na2S【答案】Cu2+ B 不能 Co和Ni沉淀时的pH范围相差太小Cu(OH)2+4NH3•H2O=[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O B【解析】【分析】（1）在pH=3时,溶液中不会出现Cu(OH)2沉淀；（2）除去Fe3+的同时必须保证Cu2+不能沉淀,因此pH应保持在4左右；（3）Co2+和Ni2+沉淀的pH范围相差太小；（4）根据反应物和生成物可写出反应的方程式；（5）要使三种离子生成沉淀,最好选择难溶于水的FeS,使它们转化为更难溶解的金属硫化物沉淀,同时又不引入其它离子。

【详解】【点睛】本题考查了沉淀溶解平衡的应用以及溶度积的应用,题目难度中等,解答本题的关键是认真审题,能从图象曲线的变化特点把握物质的溶解性。

2．根据所学知识回答下列问题。

（1）已知K sp(BaCO3) =2.6×l0-9,K sp(BaSO4)=1.1×10-10。

①BaCO3在20 mL 0.01 mol·L－1Na2CO3溶液中的K sp _________（填“大于”、“小于”或“等于”）其在20 mL 0.01 mol·L－1 BaCl2溶液中的K sp②现将浓度为2×10-4mol/LNa2CO3溶液与BaCl2溶液等体积混合,则生成BaCO3沉淀所需BaCl2溶液的最小浓度为_______mol/L。

③向含有BaSO4固体的溶液中滴加Na2CO3溶液,当有BaCO3沉淀生成时,溶液中c(CO32—)/c(SO42—)=___________（保留三位有效数字）。

（2）已知25℃ 时,K sp[AgCl]=1.8×10－10,现将足量氯化银分别放入：a．100mL蒸馏水中；b．100mL 0.2 mol/LAgNO3溶液中；c．100mL 0.1 mol/L氯化铝溶液中；d．100mL 0.1 mol/L盐酸溶液中。

充分搅抖后,相同温度下银离子浓度由大到小的顺序是_______________。

（填写序号）；b中氯离子的浓度为__________mol/L。

【答案】等于 5.2×10-5 23.6 b＞a＞d＞c 9×10-10【解析】【详解】（1）①沉淀的溶度积常数在一定温度下是一个常数,所以BaCO3在20 mL 0.01 mol·L－1Na2CO3溶c. 100mL 0.1mol•L-1氯化铝溶液中氯离子浓度为0.3mol/L,c（Ag+）=1.8×10-10mol/L÷0.3mol/L=6×10-10mol/L；d. 100mL 0.1mol•L-1盐酸溶液中氯离子浓度为0.1mol/L,c（Ag+）=1.8×10-10mol/L÷0.1mol/L=1.8×10-9mol/L；综上所述大小顺序为b＞a＞d＞c；在100mL 0.2mol/L AgNO3溶液中,银离子的浓度为0.2mol/L,加入氯化银后,氯离子浓度为=9×10-10mol/L,故答案为：b＞a＞d＞c；9×10-10。

3．已知Ca(OH)2和钨酸钙(CaWO4)都是微溶电解质,两者的溶解度均随温度升高而减小。

在钨冶炼工艺中,将氢氧化钙加入钨酸钠碱性溶液中得到钨酸钙,发生反应Ⅰ：WO42—(aq)＋ Ca(OH)2(s) CaWO4(s)＋2OH－(aq)。

（1）如图为不同温度下Ca(OH)2、CaWO4的沉淀溶解平衡曲线。

①计算T1时K sp(CaWO4)＝________。

②T1________T2(填“>”、“＝”或“<”)。

（2）反应Ⅰ的平衡常数K理论值如表所示：温度/℃25 50 90 100K 79.96 208.06 222.88 258.05②该反应的ΔH________0(填“>”、“＝”或“<”)。

③由于溶液中离子间的相互作用,实验测得的平衡常数与理论值相距甚远。

50℃时,向一定体积的钨酸钠碱性溶液[c(Na2WO4)＝c(NaOH)＝0.5mol·L－1]中,加入过量Ca(OH)2,反应达到平衡后WO42—的沉淀率为60%,计算实验测得的平衡常数________________。

（3）制取钨酸钙时,适时向反应混合液中添加适量盐酸,分析作用： __________________。

【答案】1×10－10 < c2(OH—)/c(WO42—) > 6.05 加入盐酸,消耗反应生成的OH－,使溶液中OH2—的沉淀率－浓度减小,平衡向正反应方向移动,提高WO4【解析】【详解】（1）①根据图像,T1时K SP(CaWO4)=c(Ca2+)•c(WO42-)=1×10-5×1×10-5=1×10-10,故答案为：1×10-10；移动,所以正反应是吸热反应,ΔH＞0,故答案为：＞；③ WO42-(aq)+Ca(OH)2(s)═CaWO4(s)+2OH-(aq)4．（1）H2A在水中存在以下平衡：H2A H＋＋HA－,HA－H＋＋A2－。

NaHA溶液显酸性,则溶液中离子浓度的大小顺序为__________________________。

（2）已知常温下H2A的钙盐(CaA)饱和溶液中存在以下平衡：CaA(s)Ca2＋(aq)＋A2－(aq)滴加少量Na2A 固体,c(Ca2＋)___(填“增大”“减小”或“不变”),原因是______。

（3）含有的废水毒性较大,某工厂废水中含4.00×10－3mol·L－1的Cr2O。

为使废水能达标排放,作如下处理：Cr2＋、Fe3＋Cr(OH)3、Fe(OH)3①该废水中加入FeSO4·7H2O和稀硫酸,发生反应的离子方程式为：_______。

②若处理后的废水中残留的c(Fe3＋)＝1×10－13mol·L－1,则残留的Cr3＋的浓度为__________________。

{已知：K sp[Fe(OH)3]≈1.0×10－38 ,K sp[Cr(OH)3]≈1.0×10－31}【答案】c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)减小加少量Na2A固体,A2－浓度增大,CaA的溶解平衡向左移动,所以c(Ca2＋)减小Cr2O＋14H＋＋6Fe2＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O1×10－6mol·L－1【解析】【分析】（1） H 2A在水中存在以下平衡：H2A H+＋HA-,HA－H+＋A2- ,所以H2A 是二元弱酸,NaHA在溶液中存在电离平衡和水解平衡,溶液显酸性,说明HA-的电离程度大于水解程度,以此分析。

（2）加少量Na2A固体,A2－浓度增大,CaA的溶解平衡向左移动。

（3）①亚铁离子被氧化的离子方程式为Cr2O72－＋6Fe2＋＋14H＋＝2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O。

②根据K sp[Fe(OH)3]＝1.0×10－38和K sp[Cr(OH)3]≈1.0×10－31可知＝,根据c(Fe3＋)浓度可求出Cr3＋的浓度。

【详解】（1）因为钠离子不水解,HA－既水解又电离,所以c(Na＋)>c(HA－),因为NaHA溶液显酸性,所以HA－的电离大于水解,又因为水电离也能产生H＋,所以c(H＋)>c(A2－),水的电离很微弱,OH－浓度很小,所以c(A2－)>c(OH－),综上,c(Na＋)>c(HA－)>c(H＋)>c(A2－)>c(OH－)。

【点睛】守恒法解题的思维流程：（1）找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物；（2）找准一个原子或离子得失电子数。

(注意化学式中粒子的个数)；（3）根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式：n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)。