高考化学一轮复习四大平衡常数的重要应用
四大平衡常数的重要应用
解析： 3A(g)＋2B(g) 4C(？)＋2D(？) 开始(mol· L－1) 2 1 0 0 转化(mol· L－1) 0.6 0.4 0.8 0.4 － 平衡(mol· L 1) 1.4 0.6 0.8 0.4 设平衡时气体总物质的量浓度为 x mol· L－1，根据压强之比等于 p前 n1 n1 3 5 3 物质的量之比可得： ＝ ，又 ＝x，故 ＝x，可得 x＝2.4， n2 4 p后 n2 从而可知 C 为固体或液体，D 为气体。化学平衡常数表达式为 c2D K＝ 3 ，①错误；B 的转化率为 40%，②错误；该反应 c A· c2B 是一个反应后气体分子数减小的反应，增大压强，平衡向右移 动，平衡常数只与温度有关，温度不变平衡常数不变，③正确； 由于 C 为固体或液体，增加 C 的量，平衡不发生移动，A、B 的转化率不变，④正确。 答案：D
四大平衡常数的重要应用
结 束
题型
一
化学平衡常数
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结 束
1 ．求解平衡常数。 2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度。 常考 3．计算转化率(或产率)。 题型 4．应用平衡常数K判断平衡移动的方向(或放热、 吸热等情况)。 从基础的地方入手，如速率计算、“三段式”的运 用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率 等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平 衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是 在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中 多反思，提高应试能力。
结 束
(1)对于一元弱酸 HA： HA H＋＋A－， 对于一般的可逆 电离常数 反应： MmAn 的饱和 cH＋· cA－ mA(g)＋nB(g) 表 KW＝ Ka＝ 溶液： cHA pC(g)＋qD(g)， － 达 c(OH ) (2)对于一元弱碱 BOH： Ksp＝cm(Mn＋) 在一定温度下达 ＋ 式 · c(H ) ＋ － － BOH B ＋OH ， · cn(Am ) 到平衡时：K＝ 电离常数 cpC· cqD cmA· cnB cB＋· cOH－ Kb＝ cBOH 只与温 影 度有关， 只与难溶电解 只与温度有关，升高温 响 只与温度有关 升高温 质的性质和温 因 度，K 值增大 度，KW 度有关 素 增大
－1
CH3COOH 溶液中逐滴加入 0.1 mol· L－1 NaOH 溶液，pH 变化曲线如图所示(忽略温度变化)。 ( A ) ①以下叙述正确的是 点时得到等物质的量的 CH3COOH 和 CH3COONa 的混合溶液，根据电荷守恒 ＋ ＋ － － ＋ 得 ， c(H ) ＋ c(Na ) ＝ c(CH3COO ) ＋ c(OH ) ，根据物料守恒得， 2 c (Na )＝ － －5 D 项忽视了溶液由 20 mL 变为 40 mL ，故 ③ 点时 c (CH COO ) ＋ 3 － － A．根据图中数据可计算出 K 值约为 10 c(CH 3COO ) ＋ c(CH3COOH) ，整理以上两个式子得质子守恒式： c(CH3COO ) － ＋ ＋ － －1 ＋2c (OH ) ＝ c (CH COOH) ＋ 2 c (H ) ，且 ① 点时溶液呈酸性， c (H ) ≠ c (OH )，则 3 c (CH COOH) ＝ 0.05 mol· L ， D 项错误。 3 B ．①②③点水的电离程度由大到小的顺序为②＞③＞① C 项错误；
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结 束
题型
三
水的离子积常数
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常 考 题 型
1 ．计算温度高于室温时的KW。
2．通过KW的大小比较相应温度的高低。
3．溶液中c(H＋)与c(OH－)相互换算。 4．酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c(H＋)或
－
－
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结 束
4．下表是 25 ℃时某些弱酸的电离常数。
化学式 Ka CH3COOH Ka＝1.8× 10－5 HClO H2CO3 H2C2O4
Ka＝3.0× Ka1＝4.1×10－7 Ka1＝5.9×10－2 10－8 Ka2＝5.6×10－11 Ka2＝6.4×10－5
(1)H2C2O4 与含等物质的量的 KOH 的溶液反应后所得溶液呈酸 性，该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为
对 策
四大平衡常数的重要应用
1．(2017· 南昌模拟)某恒定温度下，在一个 2 L 的密闭容器中充入 A 气体，B 气体，测得其浓度为 2 mol· L 1 和 1 mol· L 1；且发
－ －
结 束
生反应：3A(g)＋2B(g)
4C(？)＋2D(？)
已知“？”代表 C、 D 状态未确定； 反应一段时间后达到平衡， 测得生成 1.6 mol C，且反应前后压强比为 5∶4，则下列说法 中正确的是 c4C· c2D ①该反应的化学平衡常数表达式为 K＝ 3 c A· c2B ②此时 B 的转化率为 35% ③增大该体系压强，平衡向右移动，但化学平衡常数不变 ④增加 C 的量，A、B 转化率不变 A．①② B．②③ C．①④ D．③④ ( )
－ － 1 CH C ．点①所示溶液中： c (CH COO ) ＋ c (OH ) ＝ c (CH ③ 点时，恰好完全反应生成 COONa ， CH COO 的水解促 3 3 3COOH)＋ 3则醋酸的电离常 由图可知滴定前 0.1 mol· L 醋酸溶液的 pH 为 3， ＋ － ＋ － － 进水的电离，在 ② 点时，溶液 pH ＝ 7，水的电离既没受到促进 ＋ · cH cCH c2H 1×10 3 mol· L 12 3COO c(H ) 数 K ＝ ＝ ≈ ＝ － 也没受到抑制，在 ①点时，水的电离受到抑制，故水的电离程 cCH3COOH cCH3COOH 0.1 mol· L 1 － －1 － 1 度的大小顺序为 ③ ＞ ② ＞ ① ， B 项错误； 1 × 10 5 mol· L ， A 项正确； D ．点③时 c－ (CH COOH) ＋ c (CH COO ) ＝ 0.1 mol· L 3 3
解析：(3)CH3COOH
－
CH3COO－＋H＋，电离常数只与温度
＋ ＋
cCH3COO · cH 9cH 有关。K＝ ＝ ＝1.8×10－5，故 c(H＋) 5 cCH3COOH ＝1×10－5 mol· L－1，pH＝5。(4)加入少量氯水时，发生反应的
－ － － － 离子方程式为 2CO2 ＋ Cl ＋ H O===Cl ＋ ClO ＋ 2HCO 3 2 2 3。
＋ － ＋ 说明 HC2O－ 以电离为主，水解为次。故 c (K ) ＞ c (HC O ) ＞ c (H ) 4 2 4 － － ＞c(C2O2 ) ＞ c (OH )。 4
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结 束
(2)pH 相同的 NaClO 和 CH3COOK 溶液，其溶液的物质的量
＞ 浓度的大小关系是：CH3COOK________NaClO ，两溶液中：
水的离 子积常 数(KW) 一定温 度下， 水或稀 的水溶 液中 c(OH－) 与c(H＋) 的乘积
难溶电解质 的溶度积常 数(Ksp) 一定温度下， 在难溶电解 质的饱和溶 液中，各离 子浓度幂之 积为一常数
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化学平衡常数(K)
电离常数(Ka、Kb)
水的离 难溶电解质的 子积常 溶度积常数 数(KW) (Ksp)
“>”“<”或“＝”)。 解析：因 Fe 和 Fe2O3 都为固体，不能代入平衡常数的表达式，
cCO2 所以 K＝ ，由表中数据知，升高温度，平衡常数减小，说 cCO 明平衡向左移动，故 ΔH<0。
四大平衡常数的重要应用
(2)在一个容积为 10 L 的密闭容器中， 1 000 ℃时加入 Fe、 Fe2O3、 CO、CO2 各 1.0 mol，反应经过 10 min 后达到平衡。求该时间
L ΔcCO2 0.06 mol· ＝60%，v(CO2)＝ ＝ ＝0.006 mol· L－ 1 · min－1。 Δt 10 min
－1
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结 束
题型
二
电离常数
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常考 题型
1 ．直接求电离常数。 2．由电离常数求弱酸(或弱碱)的浓度。 3．由Ka或Kb求pH。
1 1 0.006 mol· L · min 范围内反应的平均反应速率 v(CO2)＝_____________________，
－ －
结 束
60% 。 CO 的平衡转化率＝________ 1 2 解析： Fe O (s)＋CO(g) Fe(s)＋CO2(g) 3 2 3 3 起始(mol· L－1) 0.1 0.1 转化(mol· L－1) x x 平衡(mol· L－1) 0.1－x 0.1＋x 0.1＋x 0.06 由题意得 K＝ ＝4.0， 解得 x＝0.06。 所以 α(CO)＝ ×100% 0.1 0.1－x
四大平衡常数的重要应用
结 束
四大平衡常数的重要应用
四大平衡常数的重要应用
结 束
化学平衡常数(K)
一定温度下，当一 个可逆反应达到化 学平衡时，生成物 概 浓度幂之积与反应 念 物浓度幂之积的比 值是一个常数，这 个常数就是该反应 的化学平衡常数
电离常数(Ka、Kb) 一定条件下达到电 离平衡时，弱电解 质电离形成的各种 离子浓度的乘积与 溶液中未电离的分 子(或离子)的浓度 之比是一个常数， 这个常数称为电离 常数
2 c (K ) ＞ c (HC O ) ＞ c (H ) ＞ c (C O 2 4 2 4 )＞c(OH ) ______________________________________________ 。
＋ － ＋ － －
解析： (1)H2C2O4 ＋KOH===KHC2O4 ＋ H2O ，所得溶液呈酸性，
知识加题目高三一轮复习化学平衡常数和转化率
第22讲化学平衡常数及转化率的计算考点一化学平衡常数的概念及应用1．概念在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。
2．表达式对于反应m A(g)＋n B(g)⇌p C(g)＋q D(g)，K＝[C]p[D]q[A]m[B]n(固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。
3．意义及影响因素(1)K值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。
(2)K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。
(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
4．应用(1)判断可逆反应进行的程度。
(2)利用化学平衡常数，判断反应是否达到平衡或向何方向进行。
对于化学反应a A(g)＋b B(g)⇌c C(g)＋d D(g)的任意状态，浓度商：Q＝c c(C)c d(D)c a(A)c b(B)。
Q＜K，反应向正反应方向进行；Q＝K，反应处于平衡状态；Q＞K，反应向逆反应方向进行。
(3)利用K可判断反应的热效应：若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。
书写下列反应的平衡常数表达式。
(1)Cl2＋H2O⇌HCl＋HClO(2)C(s)＋H2O(g)⇌CO(g)＋H2(g)(3)CH3COOH＋C2H5OH⇌CH3COOC2H5＋H2O(4)CO2－3＋H2O⇌HCO－3＋OH－(5)CaCO3(s)⇌CaO(s)＋CO2(g)题组一化学平衡常数表达式的书写1．写出下列反应的平衡常数表达式：(1)4NO2(g)＋2NaCl(s)⇌2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g) K＝________________。
(2)人体中肌红蛋白(Mb)与血红蛋白(Hb)的主要功能为运输氧气与二氧化碳，肌红蛋白(Mb)可以与小分子X(如氧气或一氧化碳)结合，反应方程式为Mb(aq)＋X(g)⇌MbX(aq)，反应的平衡常数表达式K＝________________。
高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用2025年高考化学一轮复习
高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用要点归纳1．四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K w任意水溶液温度升高K w增大K w＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp难溶电解质溶液升温，大多数K sp增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)提醒：①四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
②溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp可能变大，也可能变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a(或K b)、K h均变大。
2．四大平衡常数的关系(1)一元弱酸一元强碱盐：K h＝K w/K a。
(2)多元弱酸一元强碱盐(如Na2CO3)：K h1＝K w/K a2K h2＝K w/K a1。
(3)一元强酸一元弱碱盐：K h＝K w/K b。
(4)多元弱碱一元强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。
将K3w＝c3(H＋)·c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝K3w/K sp。
3．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向(2)如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为c(NH＋4)·c(OH－) c(NH3·H2O)，此值不变，故c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大。
高三化学一轮复习【四大平衡常数的综合应用】
(4)常温下，0.1 mol·L－1氯化铵溶液pH约为5，在该条件下，氯化铵水解 常数Kh约为_1_.0_×__1_0_－_9_m__o_l·_L_－__1 _。
解析 氯化铵溶液中存在水解平衡：NH＋4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋，0.1 mol·L－1 氯化铵溶液 pH 约为 5，则 c 平(H＋)＝1.0×10－5mol·L－1，则氯化铵水解常数 Kh ＝c平NHc3平·HN2OH4＋·c平H＋≈1.0×10－50×.11.0×10－5 mol·L－1＝1.0×10－9 mol·L－1。
水解反应的平衡常数K＝__K_s_p__(用含Ksp、Kw的代数式表示)。
解析 K＝cc平3平FHe3＋＋＝cc平3平FHe3＋＋··cc3平3平OOHH－－＝KKs3wp。
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3.工业合成氨的反应为N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1 (1)一定温度下，向2 L密闭容器中充入2 mol N2(g)和8 mol H2(g)，反应过 程中氨气物质的量与时间的关系如下表所示：
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③NH4SCN溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为_c_平_(_S_C_N__－_)＞__c__平_(N__H_＋ 4_)_ _＞__c_平_(_H__＋_)_＞__c平__(O__H_－__) _。 解析 由CH3COONH4溶液为中性，Ka(HSCN)＝0.13 mol·L－1＞Ka(CH3COOH) 可知，NH4SCN溶液呈酸性，所以溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为 c平(SCN－)＞c平(NH＋ 4 )＞c平(H＋)＞c平(OH－)。
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解析 Ka(HF)＝c平Hc平＋H·cF平F－＝c2平1H.0＋ mol·L－1＝4.0×10－4 mol·L－1， 则 1.0 mol·L－1HF 溶液中氢离子浓度为 2.0×10－2 mol·L－1，所以 pH＝ －lg(2.0×10－2)＝2－lg2≈1.7，HF 和 NaF 的浓度相等，Ka＝4.0×10－4 mol· L－1，Kh＝KKwa ＝4.01×0－1104 －4＝2.5×10－11 mol·L－1，故 HF 的电离程度大于 F－的水解程度，溶液呈酸性。
高考化学专题突破2四大平衡常数的应用
响 本身的性质 只与温度有关，升高 随温度升高而 电解质的
因 外，只与温度 温度，K 值增大 素 有关
增大，Kh 随温度 性质和温 的升高而增大 度有关
①判断反应
①判断沉
①判断酸性(碱性)强
进行的程度；
①判断盐溶液 淀的生成、
弱；②判断复分解反
应 ②判断反应
的酸碱性；②判 溶解等；②
应能否发生；③判断
[cp(C)．cqD( BOH
B＋＋OH－，可表
g)]/[cm(A)cn(
B)]
示为 Kb＝cBc＋B·cOOHH －
H2O CH3COOH 液：
＋OH－
Ksp(AmB
Kh＝
n)＝
cCH3COOH·cOH－ cCH3COO－
cm(An
＋)·cn(B－)
第八章 水溶液中的离子平衡
影 除与反应物
盐的水解程度 只与难溶
平衡 特点
逆、等、动、定、变
符号
K
Ka(Kb)
Kh
Ksp
第八章 水溶液中的离子平衡
mA(g)＋
(1)对于一元弱酸 HA：
nB(g) pC HA H＋＋A－，电离常数 以 CH3COO－＋
AmBn 的 饱和溶
表 达 式
(g)＋qD(g) Ka＝cAc－H·cAH ＋
K＝ (2)对于一元弱碱 BOH：
在一定条件下 达到电离平衡 时，弱电解质 电离形成的各 种离子的浓度 的乘积与溶液 中未电离的分 子的浓度之比 是一个常数， 这个常数称为 电离常数
在一定温度下，当 盐类水解反应达到 化学平衡时，生成 物浓度幂之积与反 应物浓度幂之积的 比值是一个常数， 这个常数就是该反 应的盐类水解平衡 常数
2021届高考一轮复习鲁科版重点突破学案 四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)的综合应用突破学案
四大平衡常数(K a、K h、K w、K sp)的综合应用1.四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K w任意水溶液温度升高,K w增大K w=c(OH-)·c(H+)电离常数酸K a弱酸溶液升温,K值增大HA H++A-,电离常数K a= 碱K b弱碱溶液BOH B++OH-,电离常数K b=盐的水解常数K h盐溶液升温,K h值增大A-+H2OOH-+HA,水解常数K h=溶度积常数K sp难溶电解质溶液升温,大多数K sp值增大M m A n的饱和溶液:K sp=c m(M n+)·c n(A m-)注意:溶解平衡均有放热反应、吸热反应,升高温度后K sp值可能变大或变小;而电离平衡、水解平衡均为吸热过程,升高温度K a(或K b)、K h值均变大。
2.四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向Q c与K的关系平衡移动方向溶解平衡Q c>K 逆向沉淀生成Q c=K 不移动饱和溶液Q c<K 正向不饱和溶液(2)常数间的关系。
①K h=②K h=(3)判断离子浓度比值的大小变化。
如将NH3·H2O溶液加水稀释,c(OH-)减小,由于电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。
(4)利用四大平衡常数进行有关计算。
【典例】(1)用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定体积均为20.00 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。
①滴定醋酸的曲线是(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②V1和V2的关系:V1V2(填“>”“=”或“<”)。
(2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为(用含a的代数式表示)。
【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ;②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以V1<V2;(2)反应平衡时溶液中c(Na+)=c(CH3COO-),依据溶液中电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+ c(CH3COO-),反应后的溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1;假设醋酸和氢氧化钠体积为1 L,得到n(Na+)=0.01 mol,n(CH3COOH)=a mol,反应后溶液中醋酸的电离常数K===。
高考化学复习四大平衡常数的综合应用
SO23－＋H2O HSO－ 3 ＋OH－
Kh＝c（HScO（－ 3 ）SO·c23－（）OH－）＝KKaw2＝6.01×0－1104 －8
所以cc（（HSSOO32－－3））＝
10－5 10－14
＝60。
6.0×10－8
(3)①Kh(CN－)＝1.61×10－5，由此可求出 Ka(HCN)＝6.2×10－10， 故 CN－的水解能力强于 HCN 的电离能力，由于盐与酸的总浓度 相等，故 CN－水解产生的 c(OH－)大于 HCN 电离生成的 c(H＋)， 混合溶液显碱性，c(CN－)<c(HCN)。②当溶液显中性时，由电荷 守恒得 c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得 c(HCN)＝c(K＋)－ c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol·L－1，由 CN－＋H2O HCN＋OH－得 Kh＝c（OHc（－）C·Nc（－）HCN）＝1.00×.3110－－70×.50c.5c＝1.61×10－5，解得 c＝0.616 2。 答案：(1)2.36×10－5 (2)向右 60
四大平衡常数之间的关系(实例) 已知：H2S 的电离常数为 Ka1、Ka2；CdS 的溶度积常数为 Ksp。 ①常温下，Na2S 溶液中，S2－的水解常数为 Kh1，HS－的水解常 数为 Kh2，则 Kh1＝Kw/Ka2，Kh2＝Kw/Ka1； ②反应 CdS(s)＋2H＋(aq) Cd2＋(ad)＋H2S(aq)的平衡常数为 K，则 K＝Ksp/(Ka1·Ka2)。
平衡关系式(实例) 及平衡常数表 符号 适用体系
达式
CH3COO－＋H2O
盐的水解 平衡常数
Kh
弱离子的 盐溶液
CH3COOH＋OH－ Kh＝c（CHc3（COCOHH3C）O·Oc（－）OH－）
高中化学复习专题：四大平衡常数的重要应用
专题讲座四大平衡常数的重要应用四大平衡常数是指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常数及难溶电解质的溶度积常数,这部分知识为新课标的热考内容,在高考题中出现频繁.该类试题常与生产、生活、环境及新技术的应用相联系,信息量大,思维容量高.侧重考查考生阅读相关材料,把握和提炼关键信息或数形结合等综合分析能力,数据处理及计算能力、知识的迁移应用能力.项目化学平衡常数(K) 电离平衡常数(K a、K b)水的离子积常数(K W)难溶电解质的溶度积常数(K sp)概念在一定温度下,当一个可逆反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数,这个常数就是该反应的化学平衡常数.在一定条件下弱电解质达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度的乘积之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数.水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积.在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之积为常数.表达对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－,电K W＝c(OHM m A n的饱和溶式p C(g)＋q D(g),在一定温度下达到平衡时：K＝c p（C）·c q（D）c m（A）·c n（B）.离常数K a＝c（H＋）·c（A－）c（HA）；(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－,电离常数K b＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）.－)·c(H＋)液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)影响因素只与温度有关只与温度有关,升温,K值增大只与温度有关,温度升高,K W增大只与难溶电解质的性质和温度有关一、化学平衡常数4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c (H ＋)或c (OH－)的计算.对策 K W 只与温度有关,升高温度,K W 增大；在稀溶液中,c (H＋)·c (OH －)＝K W ,其中c (H ＋)、c (OH －)是溶液中的H ＋、OH －浓度；水电离出的H ＋数目与OH －数目相等.四、难溶电解质的溶度积常数常考题型 1.溶解度与K sp 的相关转化与比较；2.沉淀先后的计算与判断；3.沉淀转化相关计算；4.金属沉淀完全的pH 及沉淀分离的相关计算；5.与其他平衡(如氧化还原平衡、配位平衡)综合的计算；6.数形结合的相关计算等.对策 应用K sp 数值大小比较物质的溶解度大小时,一定是在组成上属于同一类型的难溶电解质才能进行比较,否则,不能比较；在判断沉淀的生成或转化时,把离子浓度数值代入K sp 表达式,若数值大于K sp ,沉淀可生成或转化为相应难溶物质；利用K sp 可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数.【例1】 利用“化学蒸气转移法”制备TaS 2晶体,发生反应：TaS 2(s)＋2I 2(g)TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0.该反应的平衡常数表达式K ＝________________,若K ＝1,向某恒容容器中加入1 mol I 2(g)和足量TaS 2(s),试求I 2(g)的平衡转化率(列式计算).解析：平衡常数表达式为K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）,设容器体积为1 L ,生成TaI 4的物质的量为x ,则TaS 2(s)＋2I 2(g) TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0起始（mol·L －1）1 0 0 变化（mol·L －1）2x x x 平衡（mol·L －1）1－2x x x K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）＝x 2（1－2x ）2＝1,x ＝13,I 2的转化率为13×2÷1×100%≈66.7%.答案：c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）见解析 【例2】 已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,现向10 mL 浓度为0.1 mol·L －1的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中( )A ．水的电离程度始终增大B.c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）先增大再减小 C ．c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和始终保持不变D ．当加入氨水的体积为10 mL 时,c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)解析：酸碱均抑制水的电离,向CH 3COOH 溶液中滴加氨水,水的电离程度先增大,当恰好完全反应后,再滴加氨水,水的电离程度减小,A 错误；因为氨水的电离常数K b ＝c （OH －）·c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝c （H ＋）·c （OH －）·c （NH ＋4）c （H ＋）·c （NH 3·H 2O ）,所以c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝K b ·c （H ＋）K W ,因为温度不变K b 、K W 不变,随氨水的加入c (H ＋)减小,c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）不断减小,B 错误；加入氨水,体积变大,c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和变小,C 错误；当加入氨水的体积为10 mL 时,氨水与CH 3COOH 恰好反应,CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,故CH 3COO －和NH＋4的水解程度相同,溶液呈中性,由电荷守恒可得c(NH＋4)＝c(CH3COO－),D 正确.答案：D【例3】下图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系,下列判断错误的是()A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝K WB．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C．图中T1＜T2D．XZ线上任意点均有pH＝7解析：水的离子积常数表达式为：K W＝c(H＋)·c(OH－),适用于水及稀的水溶液,A项正确；观察题中图示,XZ线表示溶液呈中性,c(H＋)＝c(OH－),M区域溶液呈碱性,c(OH－)>c(H＋),B项正确；H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq)ΔH>0,升高温度平衡正向移动,图中Z点K W＝10－6.5×10－6.5＝10－13大于X点的K W＝10－7×10－7＝10－14,所以T2>T1,C项正确；XZ线上任意点表示溶液呈中性,由于各点温度不同,但pH不一定为7,D项错误.答案：D【例4】(2016·常州模拟)已知25 ℃时,K a(HF)＝6.0×10－4,K sp(MgF2)＝5.0×10－11.现向1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1 MgCl2溶液.下列说法中正确的是()A．25 ℃时,0.1 mol·L－1溶液中pH＝1B．0.2 mol·L－1 MgCl2溶液中离子浓度关系为2c(Mg2＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)C．2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq),该反应的平衡常数K＝1.2×107D．该反应体系中有MgF2沉淀生成解析：A项,HF是弱酸,25 ℃时,0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＞1,错误；B 项,MgCl2属于强酸弱碱盐,离子浓度关系为2c(Mg2＋)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－),错误,C项,2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq),该反应的平衡常数K＝K2a（HF）K sp（MgF2）＝7.2×103,错误；D项,该反应体系中c(Mg2＋)·c2(F－)＞K sp(MgF2),有MgF2沉淀生成,正确.答案：D1．化学平衡常数(K)、弱酸的电离平衡常数(K a)、难溶物的溶度积常数(K sp)是判断物质性质或变化的重要的平衡常数.下列关于这些常数的说法中,正确的是()A．平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关B．当温度升高时,弱酸的电离平衡常数K a变小C．K sp(AgCl) > K sp(AgI),由此可以判断AgCl(s) ＋I－(aq)===AgI(s)＋Cl－(aq)能够发生D．K a(HCN) < K a(CH3COOH) ,说明物质的量浓度相同时,氢氰酸的酸性比醋酸强解析：平衡常数的大小与温度有关,A不正确；电离是吸热的,加热促进电离,电离常数增大,B不正确；酸的电离常数越大,酸性越强,D不正确.答案：C2．已知常温下反应,①NH3＋H＋NH＋4(平衡常数为K1),②Ag＋(aq)＋Cl－(aq)AgCl(s)(平衡常数为K2),③Ag＋＋2NH3[Ag(NH3)2]＋(平衡常数为K3).①、②、③的平衡常数关系为K1>K3>K2,据此所做的以下推测合理的是() A．氯化银不溶于氨水B．银氨溶液中加入少量氯化钠有白色沉淀C．银氨溶液中加入盐酸有白色沉淀D．银氨溶液可在酸性条件下稳定存在解析：因为K3>K2,所以Ag＋与NH3的络合能力大于Ag＋与Cl－之间的沉淀能力,AgCl溶于氨水,A、B错误；由于K1>K3,所以在Ag(NH3)＋2Ag＋＋2NH3中加入HCl,有H＋＋NH3NH＋4,致使平衡右移,c(Ag＋)增大,Ag＋＋Cl－===AgCl↓,D错误,C正确.答案：C3．T℃时,将6 mol A和8 mol B充入2 L密闭容器中,发生反应：A(g)＋3B(g)C(g)＋D(g),容器中B的物质的量随时间变化如图中实线所示.图中虚线表示仅改变某一反应条件时,H2的物质的量随时间的变化.下列说法正确的是()A．从反应开始至a点时A的反应速率为1 mol·L－1·min－1B．若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温,则该反应的ΔH＞0C．曲线Ⅱ对应的条件改变是增大压强D．T℃时,该反应的化学平衡常数为0.125解析：由图象可知,反应开始至a点时v(B)＝1 mol·L－1·min－1,则v(A)＝1 3mol·L－1·min－1,A项错误；曲线Ⅰ相对于实线先达到平衡,但B的转化率减小,则该反应ΔH＜0,B项错误；曲线Ⅱ相对于实线先达到平衡,B的转化率增大.若增大压强,平衡右移,B的转化率增大,C项正确；根据b点的数据计算可知：T℃时,该反应的化学平衡常数为0.5,D项错误.答案：C4．部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOH HCN H2CO3A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO2－3B．2HCOOH＋CO2－3===2HCOO－＋H2O＋CO2↑C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者解析：根据电离平衡常数,HCN的电离程度介于H2CO3的一级电离和二级电离之间,因此A中反应错误,应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO－3.HCOOH 的电离程度大于H2CO3的一级电离,因此B正确.等pH的HCOOH和HCN,HCN 溶液的浓度大,中和等体积、等pH的HCOOH和HCN,后者消耗NaOH的量大,C正确.在HCOONa和NaCN中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－),c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－).等浓度的HCOONa和NaCN溶液,NaCN水解程度大,溶液中OH－浓度大,H＋浓度小.根据电荷守恒,两溶液中离子总浓度为2[c(Na＋)＋c(H＋)],而Na＋浓度相同,H＋浓度后者小,因此等体积、等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者,D正确.答案：A5．已知：25 ℃时,K sp(MgCO3)＝6.8×10－6,K sp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11,下列说法正确的是()A．25 ℃时,饱和MgCO3溶液与饱和Mg(OH)2溶液相比,前者c(Mg2＋)小B．25 ℃时,在MgCO3的悬浊液中加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)增大C．25 ℃时,MgCO3固体在0.01 mol·L－1醋酸溶液中的K sp比在0.01 mol·L－1醋酸钠溶液中的K sp小D．25 ℃时,在Mg(OH)2悬浊液中加入Na2CO3溶液后,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3解析：K sp小的对应离子浓度小,A错误；MgCO3悬浊液是过饱和了,加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)不变,B错误；K sp只受温度影响,温度不变K sp不变,C错误,根据K sp,Mg(OH)2比MgCO3更难溶,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3,D正确.答案：D6．运用化学反应原理研究卤族元素的性质具有重要意义.(1)下列关于氯水的叙述正确的是________(填写符号).a．氯水中存在两种电离平衡b．向氯水中通入SO2,其漂白性增强c．向氯水中通入氯气,c（H＋）c（ClO－）减小d．加水稀释氯水,溶液中的所有离子浓度均减小e．加水稀释氯水,水的电离平衡向正反应方向移动f．向氯水中加入少量固体NaOH,可能有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)(2)常温下,已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数：写出84______________________________________________________.(3)电解饱和食盐水可得到溶质为M的碱溶液,常温下将浓度为c1的M溶液与0.1 mol·L－1的一元酸HA等体积混合,所得溶液pH＝7,则c1____0.1 mol·L－1(填“≥”“＝”或“≤”),溶液中离子浓度的大小关系为________________________________.若将上述“0.1 mol·L－1的一元酸HA”改为“pH＝1的一元酸HA”,所得溶液pH仍为7,则c1________0.1 mol·L－1.(4)牙釉质对牙齿起着保护作用,其主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH],研究证实氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]比它更能抵抗酸的侵蚀,故含氟牙膏已使全世界千百万人较少龋齿,请写出羟基磷灰石的溶度积常数表达式K sp ＝__________________________,氟离子与之反应转化的离子方程式为_____________________________________________________.解析：(1)氯水中存在次氯酸的电离和水的电离两种平衡；向氯水中通入SO 2,二者反应生成硫酸和盐酸,其漂白性减弱；当氯水饱和时再通氯气,c （H ＋）c （ClO －）不变,若氯水不饱和再通氯气,酸性增强会抑制次氯酸的电离,故比值增大；加水稀释氯水,溶液中的OH －浓度增大；加水稀释氯水,酸性减弱,对水的电离抑制作用减弱,故水的电离平衡向正反应方向移动；向氯水中加入少量固体NaOH ,当溶液呈中性时,根据电荷守恒可推导出：c (Na ＋)＝c (Cl －)＋c (ClO －).(2)由于次氯酸的酸性介于碳酸的两级电离常数之间,因此84消毒液露置在空气中与二氧化碳反应只能生成碳酸氢钠.(3)当HA 为强酸时二者浓度相等,为弱酸时由于生成的盐因水解显碱性,则酸要稍过量.离子浓度大小比较时可根据电荷守衡进行推导.(4)沉淀转化的实质是由难溶的物质转化为更难溶的物质.答案：(1)aef (2)ClO －＋CO 2＋H 2O===HClO ＋HCO －3 2HClO=====光照2H ＋＋2Cl －＋O 2↑(3)≤ c (Na ＋)＝c (A －)>c (OH －)＝c (H ＋) ≥(4)c 5(Ca 2＋)·c 3(PO 3－4)·c (OH －) Ca 5(PO 4)3OH ＋F －===Ca 5(PO 4)3F ＋OH －7．弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡.Ⅰ.已知H 2A 在水中存在以下平衡：H 2AH ＋＋HA －,HA －H ＋＋A 2－.(1)相同浓度下,NaHA 溶液的pH________(填“大于”“小于”或“等于”)Na 2A 溶液的pH.(2)某温度下,若向0.1 mol·L －1的NaHA 溶液中逐滴滴加0.1 mol·L －1 KOH 溶液至溶液呈中性.此时该混合溶液中下列关系中,一定正确的是________.a ．c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14b ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)c ．c (Na ＋)＞c (K ＋)d ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝0.05 mol·L －1(3)已知常温下H 2A 的钙盐(CaA)饱和溶液中存在以下平衡： CaA(s)Ca 2＋(aq)＋A 2－(aq) ΔH ＞0.①降低温度时,K sp ________(填“增大”“减小”或“不变”).②滴加少量浓盐酸,c (Ca 2＋)________(填“增大”“减小”或“不变”).Ⅱ.含有Cr 2O 2－7的废水毒性较大,某工厂废水中含5.00×10－3 mol ·L－1的Cr 2O 2－7.为使废水能达标排放,做如下处理：Cr 2O 2－7――→绿矾H ＋Cr 3＋、Fe 3＋――→石灰水Cr(OH)3、Fe(OH)3(1)该废水中加入绿矾(FeSO 4·7H 2O)和稀硫酸,发生反应的离子方程式为______________________________________________________________________.(2)欲使10 L 该废水中的Cr 2O 2－7完全转化为Cr 3＋,理论上需要加入________gFeSO 4·7H 2O.(3)若处理后的废水中残留的c (Fe 3＋)＝2×10－13 mol ·L －1,试求残留的Cr 3＋的浓度(已知：K sp [Fe(OH)3]＝4.0×10－38,K sp [Cr(OH)3]＝6.0×10－31).解析：Ⅰ.(1)由“越弱越水解”可知,酸性H 2A>HA －,则NaHA 溶液的碱性弱于Na 2A 溶液.(2)温度不确定,所以c (H ＋)·c (OH －)不一定为1×10－14；由电荷守恒可知中,c (H ＋)＋c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)＋c (OH －),由于溶液呈中性,则c (H ＋)＝c (OH －),c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－).若两溶液的体积相同,则是最终溶液为Na2A,呈碱性,所以KOH溶液的体积相对小,等浓度的情况下,必然c(Na＋)＞c(K＋),c(Na＋)＋c(K＋)也不可能等于0.05 mol·L－1.(3)CaA(s)Ca2＋(aq)＋A2－(aq)ΔH＞0,降低温度,平衡左移,K sp减小；滴加少量浓盐酸,A2－被消耗,平衡右移,c(Ca2＋)增大.Ⅱ.(1)酸性条件下,Cr2O2－7有强氧化性、Fe2＋有还原性,两者发生氧化还原反应方程式为Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O.(2)m(FeSO4·7H2O)＝n(Fe2＋)·M(FeSO4·7H2O)＝6n(Cr2O2－7)·M(FeSO4·7H2O)＝6×5×10－3 mol·L－1×10 L×278 g·mol－1＝83.4 g.(3)c(Fe3＋)＝2×10－3 mol·L－1K sp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝4.0×10－38则c3(OH－)＝2×10－25 mol·L－1又K sp[Cr(OH)3]＝c(Cr3＋)·c3(OH－)＝6.0×10－31解得：c(Cr3＋)＝3×10－6 mol·L－1.答案：Ⅰ.(1)小于(2)bc(3)①减小②增大Ⅱ.(1)Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O(2)83.4 g(3)3×10－6 mol·L－1(详情见解析)8．(2016·武汉模拟)已知K、K a、K b、K W、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、弱碱的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数.(1)有关上述常数的说法正确的是________.a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度b．它们的大小都随温度的升高而增大c．常温下,CH3COOH在水中的K a大于在饱和CH3COONa溶液中的K ad．一定温度下,在CH3COONa溶液中,K W＝K a·K h(2)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 ＋4 )＝c (Cl －),则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a 的代数式表示NH 3·H 2O 的电离平衡常数K b ＝________________.(3)25 ℃时,H 2SO 3HSO －3＋H ＋的电离常数K a ＝1×10－2mol ·L －1,则该温度下pH ＝3、c (HSO －3)＝0.1 mol·L －1的NaHSO 3溶液中c (H 2SO 3)＝________. (4)高炉炼铁中发生的反应有FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO 2(g) ΔH <0.该反应的平衡常数表达式K ＝________；已知1 100 ℃时,K ＝0.25,则平衡时CO 的转化率为________；在该温度下,若测得高炉中c (CO 2)＝0.020 mol·L －1,c (CO)＝0.1 mol·L －1,则此时反应速率是v (正)________(填“>”“<”或“＝”)v (逆).(5)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的K sp 分别为8.0×10－38、1.0×10－11,向浓度均为0.1 mol ·L －1的FeCl 3、MgCl 2的混合溶液中加入碱液,要使Fe 3＋完全沉淀而Mg 2＋不沉淀,应该调节溶液pH 的范围是____________(已知lg2≈0.3).解析：(1)对于正反应为放热反应的化学平衡,升高温度,平衡逆向移动,平衡常数减小,b 选项错误；温度不变,CH 3COOH 的电离平衡常数不变,c 选项错误.(2)根据电荷守恒得c (H ＋)＋c (NH ＋4)＝c (Cl －)＋c (OH －),因为c (NH ＋4)＝c (Cl －),所以c (H ＋)＝c (OH －),故溶液显中性.K b ＝c （NH ＋4）·c （OH －）c （NH 3·H 2O ）＝12×0.01×10－7a 2－12×0.01＝10－9a －0.01. (3)由K a ＝c （H ＋）·c （HSO －3）c （H 2SO 3）,代入数据得c (H 2SO 3)＝0.01 mol·L －1. (4)根据方程式可得K ＝c （CO 2）c （CO ）；设开始时c (CO)＝x mol ·L －1,平衡时c (CO 2)＝y mol ·L －1,则y x －y＝0.25,得x ＝5y ,则平衡时CO 的转化率为y x ＝y 5y ＝20%；Q c ＝c （CO 2）c （CO ）＝0.020.1＝0.20<0.25,故v (正)>v (逆).(5)K sp [Fe(OH)3]＝c (Fe 3＋)·c 3(OH －),Fe 3＋完全沉淀时c 3(OH －)＝8×10－3810－5,得c (OH －)＝2.0×10－11mol ·L －1,pH ＝3.3,Mg(OH)2开始沉淀时c 2(OH －)＝1.0×10－110.1＝1.0×10－10,得c (OH －)＝1×10－5mol ·L －1,pH ＝9,调节pH 范围为3.3～9.答案：(1)ad (2)中 10－9a －0.01(3)0.01 mol·L －1(4)c （CO 2）c （CO ） 20%> (5)3.3～9。
2022届高三化学一轮复习化学反应原理：11四大平衡常数的计算及应用
②25℃时，CH3COONH4溶液显___性。NaHCO3溶液的pH___(填“大于”或“小于”)CH3COONa溶液的pH。
③NH4HCO3溶液显___性，原因是___。
(2)25℃时，H2SO3 HSO +H+的电离常数Ka=1.0×10-2，则该温度下NaHSO3的水解常数Kh=___；若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中 将___(填“增大”、“减小”或“不变”)。
（2）写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：__________________________；
（3）25℃时，将等体积等浓度的醋酸和氨水混合，混合液中：c(CH3COO—)______c(NH4+)；（填“＞”、“＝”或“＜”）
（4）25℃时，向10 mL mol/L苯酚溶液中滴加V mL 0.01 mol/L氨水，混合溶液中粒子浓度关系正确的是______；
(2)写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：__________。
(3)25℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH＝6，则溶液中c(CH3COO-)-c(Na+＝________mol·L-1(填准确数值)，c(CH3COO-)/c(CH3COOH)＝___________。
(3)能证明Na2SO3溶液中存在SO +H2O⇌HSO +OH-水解平衡的事实是_____(填字母，下同)。
A．滴入酚酞溶液变红，再加H2SO4溶液红色褪去
B．滴入酚酞溶液变红，再加BaCl2溶液后产生沉淀且红色褪去
C．滴入酚酞溶液变红，再加氯水后红色褪去
人教版 高考化学复习 核心素养微专题7四大平衡常数kakhkwksp的综合应用21
四大平衡常数(Ka 、Kh 、Kw 、Ksp)的综合应用1.四大平衡常数的比较常数 符号适用 体系影响因素 表达式水的离子积常数 K w任意水 溶液温度升高, K w 增大K w =c(OH -)·c(H +) 电离 常数酸K a弱酸溶液升温, K 值增大 HAH ++A -,电离常数K a =碱K b弱碱 溶液BOHB ++OH -,电离常数K b =盐的水 解常数K h 盐溶液升温,K h 值增大A -+H 2OOH -+HA,水解常数K h =溶度 积常数K sp难溶电解质溶液升温,大 多数K sp值增大M m A n 的饱和溶液：K sp =c m(M n+)· c n(A m-)2.四大平衡常数的应用 (1)常数间的关系。
①K h =②K h =(2)判断离子浓度比值的大小变化。
如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释,c(OH -)减小,由于电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。
(3)利用四大平衡常数进行有关计算。
【典例】(1)用0.1 mol ·L -1 NaOH 溶液分别滴定体积均为20.00 mL 、浓度均为0.1 mol ·L -1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH 随加入NaOH 溶液体积而变化的两条滴定曲线。
①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②V1和V2的关系：V1________V2(填“>”“=”或“<”)。
(2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为________。
(用含a的代数式表示)。
【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ；②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以V1<V2；(2)反应平衡时溶液中c(Na+)=c(CH3COO-),依据溶液中电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+ c(CH3COO-),反应后的溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1；假设醋酸和氢氧化钠体积为1 L,得到n(Na+)=0.01 mol,n(CH3COOH)=a mol,反应后溶液中醋酸的电离常数K===。
【高三化学复习】四大平衡常数的应用
7,则[H+]=[OH-],故[Na+]=2N[2O22 ]+[HN2O],2所以
[Na+]>[N
2O
2] +[
2
HN]2。O2
(3)当白色沉淀和黄色沉淀共存时,溶液中连二次硝酸
银和硫酸银均达到饱和,溶液中存在两个溶解平衡:
Ag2N2O2(s)
2Ag+(aq)+N
O2
22
(aq)、Ag2SO4(s)
①含等物质的量浓度HCN、NaCN的混合溶液显______ (填“酸”“碱”或“中”)性,[CN-]______[HCN]。溶 液中各离子浓度由大到小的顺序为___________。 ②若将cmol·L-1的盐酸与0.62 mol·L-1的KCN等体积 混合后恰好得到中性溶液,则c=________。
利用电离平衡常数确定 离子浓度比值的变化
2016·乙·T12,2016·丙·T13
利用水的离子积常数、 水解平衡常数判断溶液 的酸碱性
2016·甲·T26,2015·乙·T13,2 012·乙·T11
NA在工农业生产中的应 用
2016·乙·T28,2014·乙·T11,2 014·甲·T28, 2013·甲·T13
4
、
NH3·H2O的电离常数大小为H2C2O4>
HC2O
4
>NH3·H2O,
故草酸铵溶液显酸性。(2)阴极得电子发生还原反
应:2H++HOOC—COOH+2e-====HOOC—CHO+H2O。(3)①加 入酒精是为了降低草酸钠的溶解度,便于晶体析出。
②二者反应后溶质为草酸氢钠,因为溶液显酸性,所以
【解析】(1)Ka=