2018年高考化学专题复习突破《四大平衡常数》知识点总结
平衡常数
高考热点—四大平衡常数自从新课程引人平衡常数以后，化学平衡常数、电离平衡常数、溶度积常数以及水的离子积常数等四大平衡常数就成为高考的热点，倍受命题者的青睐.一、化学平衡常数1.概念:对于一定温度下的可逆反应，无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，生成物浓度的幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数即该反应的化学平衡常数.用符号K表示. 2.书写: (l)同一化学反应，可以用不同的化学反应式来表示，每个化学方程式都有自己的平衡常数关系式及相应的平衡常数. (2)稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中. (3)非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，此时水的浓度不可视为常数，必须表示在平衡关系式中. (的若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于分步平衡常数之乘积(商). 3.注意点(l)化学平衡常数K只与温度有关;固体或纯液体的浓度看作“1”，不代人公式. (2)化学平衡常数表示可逆反应进行的程度.K值越大，表示反应进行得越完全;K值越小，表示反应进行得越不完全. (3)反应的平衡常数是指某一指定的反应，若反应方向改变，则K改变.若反...... (专题8·化学平衡常数解题策略化学平衡常数与化学平衡及其影响因素的关系是高考命题的趋势之一。
化学平衡常数的引入，对判断化学平衡移动方向带来了科学的依据。
平衡常数是表征反应限度的一个确定的定量关系，是反应限度的最根本的表现。
平衡常数的使用，从定量的角度解决了平衡的移动。
一、化学平衡常数在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始，无论反应混合物的起始浓度是多少，当反应达到平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，反应混合物中各组成成分的含量保持不变，即各物质的浓度保持不变。
生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比是常数，这个常数叫化学平衡常数，用K表示。
化学平衡常数的计算公式为：对于可逆反应：mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）二、化学平衡常数意义1、化学平衡常数K表示可逆反应进行的程度。
高中化学四大平衡知识点总结
高中化学四大平衡知识点总结一、化学平衡的基本概念化学平衡是指反应物和生成物之间的反应速率相等时达到的状态。
在平衡态下，反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行，只是前后反应速率相等而已。
二、平衡常数及其计算平衡常数（K）是在特定条件下，在平衡态时各种物质的浓度的乘积的比值。
对于一般反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数（Kc）的表达式为：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别代表反应物A、B和生成物C、D的浓度。
计算平衡常数的方法：1. 已知反应物和生成物的浓度，直接代入表达式计算；2. 已知平衡态下各种物质的浓度，可根据反应方程式得出表达式；3. 已知反应物和生成物的摩尔数，可以根据摩尔比关系计算。
三、平衡常数的意义和计算结果的判断平衡常数的大小反映了反应体系的平衡位置，当平衡常数（K）大于1时，说明生成物的浓度较大；当K小于1时，说明反应物浓度较大。
当K接近于1时，说明反应物与生成物的浓度相差不大。
根据平衡常数计算结果的判断：1. 如果K >> 1，则可以认为反应向右进行，生成物浓度较大；2. 如果K <<1，则可以认为反应向左进行，反应物浓度较大；3. 如果K ≈1，则可以认为反应体系处于动态平衡状态，反应物与生成物的浓度相差不大。
四、影响平衡的因素及其调节1.温度的影响温度变化会改变反应物和生成物的浓度，从而影响平衡常数。
根据Le Chatelier原理，当温度升高，平衡常数K变大；当温度降低，平衡常数K变小。
此外，温度对平衡态的影响还取决于反应是否吸热或放热。
2.浓度的影响改变反应物或生成物的浓度可以改变平衡常数K的大小。
增加任一物质的浓度将促使反应往反应物一侧移动，使K减小；反之，如果减小某物质的浓度，则使K增大。
根据这个原理，可以通过改变物质的浓度来促使反应朝着我们所需的方向进行。
高中化学四大平衡常数
（2013上海）部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱酸HCOOH、HCN、H2CO3电离平衡常数(25℃) Ki=1.77×10-4 Ki=4.9×10-10 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11 下列选项错误的是 A．2CN-+H2O+CO2→2HCN+CO32B．2HCOOH+CO3-2-→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
c(CH3COOH。 )
Fe3+(aq)+ 3OH-(aq),
3+ 3 溶度积常数 Ksp = c(Fe )• c (OH )
。
注意：固体（S），纯液体（l）的浓度一般情况
下都看作是一个常数
2、平衡常数的意义： (1)平衡常数K的大小能说明反应进行的程度 （也叫反应的限度）。
K值越大，表明反应进行得越 完全 ； K值越小，表示反应进行得越 不完全 。
QC ＜K ，V正 ＞ V逆，反应向 正方向 进行
QC ＝K ，V正＝ V逆，反应向 平衡 进行 QC ＞K ，V正 ＜ V逆，反应处于 逆方向 状态
二、常考的题型 1、化学平衡常数
①直接利用表达式求K ②利用K来求转化率 ③利用Qc与K的关系来判断反应进行的方向 ④利用K与温度的变化规律来判断△H ⑤利用方程式之间的转化关系求K的变化关系
2、电离平衡常数
①直接求电离平衡常数 ②利用电离平衡常数比较酸碱性的强弱，从而判 断一些相关的方程式的正确与否
已知HClO:Ka=3.0 × 10-8 ， H2CO3 :Ka1=4.3 × 10-7 ，Ka2 =5.6 × 10-11 ,写出往NaClO 溶液中通入少量CO2 时的化学反应方程 式： _________________________________。
专题39 四大平衡常数的专题KaKbKW、Kh、ksp
专题三十九平衡常数的专题K a/K b/K W、K h、k sp 【2018年高考考纲解读】了解四大平衡常数【重点、难点剖析】一、四大平衡常数的比较对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，在一定温度下达到平衡时：K＝c p C·c q Dc m A·c n B以一元弱酸HA为例：HA H＋＋A－，电离常数Ka＝c H＋·c A－c HA【高考题型示例】例1、（2018全国III卷）用0.100 mol·L-1 AgNO滴定50.0 mL 0.05003mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。
下列有关描述错误的是（）(AgCl)的数量级为10-10A．根据曲线数据计算可知KspB．曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=K(AgCl)spC．相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到aD．相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动【解析】A．选取横坐标为50mL的点，此时向50mL 0.05mol/L的Cl-溶液中，溶液，所以计算出此时溶液中过量的Ag+浓度为加入了50mL 0.1mol/L的AgNO30.025mol/L（按照银离子和氯离子1:1沉淀，同时不要忘记溶液体积变为原来(AgCl)约2倍），由图示得到此时Cl-约为1×10-8mol/L（实际稍小），所以KSP为0.025×10-8=2.5×10-10，所以其数量级为10-10，选项A正确。
(AgCl)极小，所以向溶液滴加硝酸银就会有沉淀析出，溶液一直是B．由于KSP氯化银的饱和溶液，所以c(Ag+)·c(Cl-)＝K(AgCl)，选项B正确。
SPC．滴定的过程是用硝酸银滴定氯离子，所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定，将50mL 0.05mol/L的Cl-溶液改为50mL 0.04mol/L的Cl-溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8倍，所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原来的0.8倍，因此应该由c点的25mL变为25×0.8=20mL，而a点对应的是15mL，选项C错误。
高中化学平衡知识点整理
高中化学平衡知识点整理在高中化学学习中，平衡是一个十分重要且基础的概念。
平衡反应是指在一个封闭系统中，反应物转变为生成物的速率相等时达到的一种动态平衡状态。
平衡反应又可以细分为物理平衡和化学平衡。
下面对高中化学平衡知识点进行整理。
1. 平衡反应的特点在平衡反应中，反应物和生成物的浓度保持不变，但它们仍在转化，并处于动态平衡状态。
平衡反应的速率恒定且相等，这也是动态平衡的一种表现。
2. 平衡常数平衡常数是用来描述一个反应达到平衡时反应物和生成物浓度的比例。
平衡常数通常用Kc、Kp来表示，取决于反应方程式中各物质的浓度或分压。
3. 影响平衡位置的因素平衡位置的位置取决于平衡常数以及反应温度、压力等因素。
当平衡常数Kc大于1时，表示生成物浓度较高；当Kc小于1时，表示生成物浓度较低。
4. 平衡常数的计算平衡常数的计算需要通过反应方程式来确定各物质浓度或分压，从而得出平衡常数的数值。
平衡常数的大小可以告诉我们反应的进行方向。
5. 平衡位置的变化通过调节温度、压力或者浓度等因素，可以改变平衡位置。
Le Chatelier原理指出，在受到外界因素影响时，系统会通过调整以恢复平衡，以维持平衡动态状态。
6. 平衡常数与反应热力学反应在不同温度下的平衡常数会发生变化，这与热力学原理有关。
反应的焓变和熵变可以帮助我们理解平衡常数变化的原因。
以上就是对高中化学平衡知识点的整理，希望可以帮助大家更好地理解平衡反应的相关概念。
学习化学需要多加练习和实验，加深对平衡反应的理解，有助于提高学习效果。
愿大家取得更好的成绩！。
高中化学四大平衡常数专业知识讲座
(1)该反应是否处于平衡状态______(填“是”或 “否”)， (2)反应向________进行？（填“正向”或“逆 向”）
（2014浙江）27．煤炭燃烧过程中会释放出大量的 S本O文2档，所严提供重的破信息坏仅生当供之参态处考环，之请用境联，系不。能本采作人为或用科网一学站依删定据除的，。请脱勿硫模仿技。术文档可如有以不 把硫元素以CaSO4的形式固定，从而降低SO2的排放。 但是煤炭燃烧过程中产生的CO又会与CaSO4发生化学 反应，降低脱硫效率。相关反应的热化学方程式如
K'
cp(C)cq( D) cm( A)cn(B)
则：
QC ＜K ，V正 ＞ V逆，反应向 正方向 进行
QC ＝K ，V正＝ V逆，反应向 平衡 进行
QC ＞K ，V正 ＜ V逆，反应处于 逆方向 状态
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如果方程式之间相加得到新的方程式则：K之间相乘 如果方程式之间相减得到新的方程式则：K之间相除 如果新方程是旧方程式的逆反应则：它的K为原来方程 式K的倒数 如果方程式的系数变化n则K变化Kn
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高炉炼铁中发当生之的处，基请联本系反本人应或如网站下删除: 。 Fe O(s)+CO(g) △ Fe(s)+CO2(g)
2、平衡常数的意义：
(1)平衡常数K的大小能说明反应进行的程度
（也叫反应的限度）。
K值越大，表明反应进行得越 完全 ； K值越小，表示反应进行得越 不完全 。
高三化学四大平衡常数专题
高三化学四大平衡常数专题在高中化学的学习中，平衡常数是一个重要的概念，尤其是在高三阶段，化学平衡是一个被广泛研究的领域，涉及到各种不同类型的平衡，其中包括四大平衡常数，分别是离子积常数、酸解离常数、碱解离常数和溶解度积常数。
接下来，本文将详细介绍这四个平衡的概念以及计算方法。
离子积常数离子积常数是指物质在水溶液中分解产生的离子浓度与摩尔浓度之积之比，通常用Kw表示。
在常温常压下，水的离子积常数为1.0x10^-14。
当溶液中的酸或碱浓度变化时，水的离子积常数也随之发生变化。
例如，当酸浓度增加时，溶液中的[H+]浓度增加，[OH-]浓度下降，水的离子积常数也随之更改。
酸解离常数酸解离常数是指酸在水溶液中分解成离子的浓度之比，通常用Ka 表示。
具有较强的酸性的物质，其Ka值较大，反之则较小。
例如，HCl的Ka值大约是1.0x10^6，而苯甲酸的Ka值只有1.5x10^-5，表明苯甲酸的酸性比HCl要弱。
碱解离常数碱解离常数是指碱在水溶液中分解成离子的浓度之比，通常用Kb 表示。
与酸解离常数相似，具有较强碱性的物质，其Kb值较大，反之则较小。
溶解度积常数溶解度积常数是指物质在水中溶解达到饱和时，其溶解度所产生的离子浓度的乘积，通常用Ksp表示。
溶解度积常数用于描述物质在水中的溶解度情况。
举个例子，AgCl的Ksp值为1.77x10^-10，表示在水中饱和时，Ag+和Cl-离子的浓度乘积为1.77x10^-10。
总结：高三化学学习中，四大平衡常数都扮演着重要的角色。
离子积常数是水中[H+]和[OH-]离子的乘积，酸度和碱度的大小可以通过对酸解离常数和碱解离常数的比较来确定。
溶解度积常数则是描述溶解物质在水中的溶解情况所必需的。
学生应该清楚这些平衡的概念及其计算方法。
四大平衡常数的相互关系及判定
高中化学四大平衡常数的相互关系及判定杨小过电解质溶液中的电离常数、水的离子积常数、水解常数及溶度积常数是在化学平衡常数基础上的延深和拓展，它是定量研究平衡移动的重要手段。
在复习时就要以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒定律为计算依据，以各平衡常数之间的联系为突破口，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认识结构体系.1.四大平衡常数的比较HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－) c(HA)BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)M A的饱和溶液：K2．四大平衡常数间的关系(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。
(2)NH4Cl、NH3·H2O溶液中，K b、K h、K W的关系是K W＝K b·K h。
(3)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系是K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·cn(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n⎝⎛⎭⎫K W10－pH n＋1。
3．四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动方向(2)如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH －)减小，由于电离常数为c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )，此值不变，故c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )的值增大。
(3)利用K sp 计算沉淀转化时的平衡常数 如：AgCl ＋I－AgI ＋Cl －[已知：K sp (AgCl)＝1.8×10－10、K sp (AgI)＝8.5×10－17]反应的平衡常数K ＝c (Cl －)c (I －)＝c (Ag ＋)·c (Cl －)c (Ag ＋)·c (I －)＝K sp (AgCl )K sp (AgI )＝1.8×10－108.5×10－17≈2.12×106。
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2018年全国卷高考化学复习专题突破《四大平衡常数》一、水的离子积常数1．水的离子积常数的含义H 2O ⇋H ＋＋OH －表达式:25 ℃时,K w ＝c (H ＋)·c (OH －)＝1.0×10－14.2．对K w 的理解(1)K w 适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)水溶液.(2)恒温时,K w 不变;升温时,电离程度增大(因为电离一般吸热),K w 增大.二、电离平衡常数(K a 、K b )1．电离平衡常数的含义如对于HA ⇋H ＋＋A －,K a ＝)A (H )A ()(H c c c -+∙;BOH ⇋B ＋＋OH －,K b ＝(BOH))(OH )(B c c c -+∙. 2．K 值大小的意义相同温度下,K 值越小表明电离程度越小,对应酸的酸性或碱的碱性越弱.3．影响K 值大小的外因同一电解质,K 值只与温度有关,一般情况下,温度越高,K 值越大;此外对于多元弱酸来说,其K a 1≫K a 2≫K a 3.三、水解平衡常数(K h )1．水解平衡常数的含义A －＋H 2O ⇋HA ＋OH －,达到平衡时有K h ＝)(A (HA))(OH -c c c ∙-＝K w K a .同理,强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电离平衡常数K b 的关系为K h ＝K w K b. 2．影响K h 的因素K h 值的大小是由发生水解的离子的性质与温度共同决定的;温度一定时,离子水解能力越强,K h 值越大;温度升高时,K h 值增大;对于多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子来说,其K h 1≫K h 2≫K h 3.四、溶度积常数(K sp )1．溶度积常数K sp 的表达式对于组成为A m B n 的电解质,饱和溶液中存在平衡A m B n (s)⇋m A n ＋(aq)＋n B m －(aq),K sp ＝c m (A n ＋)·c n (B m －).2．影响K sp 大小的因素 对于确定的物质来说,K sp 只与温度有关;一般情况下,升高温度,K sp 增大.3．溶度积规则当Q c >K sp 时,溶液过饱和,有沉淀析出,直至溶液饱和,达到新的平衡;当Q c ＝K sp 时,溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态;当Q c <K sp 时,溶液未饱和,无沉淀析出,若加入过量难溶电解质,难溶电解质溶解直至溶液饱和.4．K sp 与物质溶解度的关系(1)对于组成形式相同的物质来说,K sp 越小,物质越难溶解或溶解度越小;组成形式(A m B n )不同的物质,K sp 越小且m ＋n 越小的物质越难溶.(2)K sp 的大小与沉淀转化的关系:组成形式相同的难溶物质,K sp 较大的沉淀易转化为K sp 较小的沉淀,但当二者K sp 相差不大时,反过来也可转化;对于组成形式(A m B n )不同的物质来说,一般情况下,K sp 较大且m ＋n 也较大的物质易转化为K sp 较小且m ＋n 也较小的物质。
其他情况则需要通过计算才能确定.真题练习考点1 水的离子积常数的应用1．(2016·曲靖模拟)25 ℃时，水的电离达到平衡:H 2O ⇋H ＋＋OH － ΔH >0,下列叙述正确的是( )A ．向水中加入稀氨水,平衡逆向移动,c (OH －)降低B ．向水中加入少量固体硫酸氢钠,c (H ＋)增大,K w 不变C ．向水中加入少量盐酸,平衡逆向移动,c (OH －)增大D ．将水加热,K w 增大,pH 不变,呈中性2．水的电离平衡曲线如图所示,下列说法正确的是( )A ．图中五点的K w 的关系:b>c>a>d>eB ．若从a 点到d 点,可采用:温度不变在水中加入少量的酸C ．若从a 点到c 点,可采用:温度不变在水中加入适量的CH 3COONa 固体D ．处在b 点时,将0.5 mol·L －1的H 2SO 4溶液与1 mol·L －1的KOH 溶液等体积混合后,溶液显酸性3．升高温度,下列数据不一定增大的是( )A ．化学反应速率vB ．水的离子积常数K wC ．化学平衡常数KD ．弱酸的电离平衡常数K a4．(1)水的电离平衡曲线如图所示。
若以A 点表示25 ℃时水的电离平衡的离子浓度,当温度升高到100 ℃时,水的电离平衡状态移动到B 点,则此时水的离子积从________变化到________.(2)已知A n B m 的离子积为c (A m ＋)n ·c (B n －)m ,式中c (A m ＋)n 和c (B n －)m 表示离子的物质的量浓度。
在某温度下,Ca(OH)2的溶解度为0.74 g,其饱和溶液密度设为1 g/mL,其离子积约为________.考点2 电离平衡常数和水解平衡常数的应用1．(2016·山西四校联考)常温下,某酸HA 的电离常数K ＝1×10－5.下列说法中正确的是( )A ．HA 溶液中加入NaA 固体后,)(A )(OH (HA)-c c c -∙减小 B ．常温下,0.1 mol/L HA 溶液中水电离出的c (H ＋)为10－13 mol/LC ．NaA 溶液中加入盐酸至恰好完全反应,存在关系:2c (Na ＋)＝c (A －)＋c (Cl －)D ．常温下,0.1 mol/L NaA 溶液的水解常数为10－92．(2016·( )A ．H 2CO 333B ．HCO －3、CH 3COOH 、CN －、CO 2－3C ．HCN 、HCO －3、CN －、CO 2－3D ．HCN 、HCO －3、CH 3COO －、CN －3．(1)常温下,将a mol·L －1 CH 3COONa 溶于水配成溶液,向其中滴加等体积的b mol·L －1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发),用含a 和b 的代数式表示醋酸的电离常数K a ＝________。
(2)在一定条件下可用甲醇与CO 反应生成醋酸消除CO 污染。
常温下,将a mol·L －1的醋酸与b mol·L －1 Ba(OH)2 溶液等体积混合,充分反应后,溶液中存在2c (Ba 2＋)＝c (CH 3COO －),则该混合溶液中醋酸的电离常数K a ＝________(用含a 和b 的代数式表示)。
4．(1)25 ℃时，H 2SO 3⇋HSO －3＋H ＋的电离常数K a ＝1×10－2 mol·L －1,则该温度下NaHSO 3水解反应的平衡常数K h ＝________ mol·L －1,若向NaHSO 3溶液中加入少量的I 2,则溶液中)(HSO )SO (H 332-c c 将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)已知25 ℃时,NH 3·H 2O 的电离平衡常数K b ＝1.8×10－5 mol·L －1,该温度下1 mol·L －1的NH 4Cl 溶液中c (H ＋)＝________ mol·L －1。
(已知 5.56≈2.36)(3)常温下,用NaOH 溶液吸收SO 2得到pH ＝9的Na 2SO 3溶液,吸收过程中水的电离平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)。
试计算溶液中)(HSO )(SO 323--c c ＝________。
(常温下H 2SO 3的电离平衡常数K a 1＝1.0×10－2,K a 2＝6.0×10－8)归纳总结1．电离平衡常数的拓展应用(1)根据电离常数判断电离平衡移动方向弱酸(或弱碱)溶液稀释时,平衡会向电离的方向移动,但为什么会向电离的方向移动却很难解释,应用电离常数就能很好地解决这个问题.如对CH 3COOH 溶液进行稀释: CH 3COOH ⇋ H ＋ ＋ CH 3COO －原平衡: c (CH 3COOH) c (H ＋) c (CH 3COO －)假设稀释 至n 倍后: n c C O O H )(C H 3 n c )(H + nc )COO (CH 3- Q c ＝nc n c n c H)COO (CH )COO (CH )(H 33-+∙＝COOH)(CH )COO (CH )(H 33c n c c ∙∙-+＝K a n <K a (n >1) 所以电离平衡向电离方向移动(2)计算弱酸(或弱碱)溶液中H ＋(或OH －)浓度已知25 ℃时CH 3COOH 的电离常数K a ＝1.75×10－5,则25 ℃时0.1 mol·L －1的CH 3COOH溶液⇋H ＋＋CH 3COO －,K a ＝COOH)(CH )COO (CH )(H 33c c c -∙+ 由于水电离出的H ＋浓度很小,可忽略不计,故c (H ＋)＝c (CH 3COO －),而CH 3COOH 的电离程度很小,CH 3COOH 的平衡浓度与0.1 mol·L －1很接近,故可进行近似计算.c 2(H ＋)＝0.1×K a ,c (H ＋)＝0.1×1.75×10－5 mol·L －1≈1.32×10－3 mol·L －1.2．K w 、K a 、K b 、K sp 、K h 乊间的关系(1)一元弱酸强碱盐:K h ＝K w /K a ;(2)一元弱碱强酸盐:K h ＝K w /K b ;(3)多元弱碱强酸盐,如氯化铁:Fe 3＋(aq)＋3H 2O(l)⇋Fe(OH)3(s)＋3H ＋(aq)K h ＝c 3(H ＋)/c (Fe 3＋).将(K w )3＝c 3(H ＋)×c 3(OH －)与K sp ＝c (Fe 3＋)×c 3(OH －)两式相除,消去c 3(OH －)可得K h ＝(K w )3/K sp .考点3 溶度积常数的应用1．(2016·山西考前质检)室温时,向含有AgCl 和AgBr 固体的悬浊液中加入少量NaBr 固体，下列各项中增大的是( )A ．c (Ag ＋)B. )(Br )(Cl -c c - C ．c (Cl －) D. )(Cl )(Br )(Ag --+∙c c c 2．某温度时,BaSO 4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示.下列说法中正确的是( )A ．加入Na 2SO 4可以使溶液由A 点变到B 点B ．通过蒸发可以使溶液由D 点变到C 点C ．D 点无BaSO 4沉淀生成D ．A 点对应的K sp 大于C 点对应的K sp3．(2016·河北石家庄质量检测)往含I －和Cl －的稀溶液中逐滴加入AgNO 3溶液,产生沉淀的质量m (沉淀)与加入AgNO 3溶液的体积V (AgNO 3溶液)的关系如图所示.已知:K sp (AgCl)＝1.8×10－10,K sp (AgI)＝1.5×10－16则原溶液中c (I －)/c (Cl －)的比值为( )A ．(V 2－V 1)/V 1 B. V 1/V 2C ．V 1/(V 2－V 1) D. V 2/V 14．已知K 、K a 、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、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,CH 3COOH 在水中的K a 大于在饱和CH 3COONa 溶液中的K ad ．一定温度下,在CH 3COONa 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 3⇋HSO －3＋H ＋的电离常数K a ＝1×10－2 mol·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)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 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lg 2＝0.3)5A B ．温度升高,次氯酸的电离常数增大C ．25 ℃时,ClO －的水解常数为3.0×10－6D ．要提高氯水中HClO 的浓度,可加入适量的Na 2CO 3固体A ．将0.001 mol·L －1的AgNO 3溶液逐滴滴入0.001 mol·L －1的KCl 和0.001 mol·L －1的K 2CrO 4的混合液中,则先产生Ag 2CrO 4沉淀B ．向2.0×10－4 mol·L －1的K 2CrO 4溶液中加入等体积的2.0×10－4 mol·L －1的AgNO 3溶液,则有Ag 2CrO 4沉淀生成(忽略混合时溶液体积的变化)C ．向CH 3COOAg 悬浊液中加入盐酸,发生反应的离子方程式为CH 3COOAg ＋H ＋＋Cl －===CH 3COOH ＋AgClD ．向AgCl 悬浊液中加入Ag 2S 固体,AgCl 的溶解度增大电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数是溶液中的三大常数,它们均只与温度有关。