2020年化学大题突破14课题电解质溶液的中有关平衡常数的计算

2020届高考化学：电解质溶液、水溶液中的离子平衡练习及答案*电解质溶液、水溶液中的离子平衡*一、选择题1、已知：25℃时，K sp[Zn(OH)2]＝1.0×10－18，K a(HCOOH)＝1.0×10－4。

该温度下，下列说法错误的是()A. Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中c(Zn2＋)>1.0×10－6 mol·L－1B．HCOO－的水解常数为1.0×10－10C．向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大D．Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝100答案：A解析：Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，令锌离子浓度为x mol·L－1，x×(2x)2＝1.0×10－18，x≈6.3×10－7，c(Zn2＋)＜1.0×10－6 mol·L－1，A错误；HCOO－的水解常数K h＝K wK a＝1×10－141.0×10－4＝1.0×10－10，B项正确；向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中OH－减小，溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2＋)增大，C项正确；Zn(OH)2＋2HCOOH===Zn2＋＋2HCOO－＋2H2O的平衡常数K＝c2(HCOO－)×c(Zn2＋)×c2(OH－)×c2(H＋) c2(HCOOH)×c2(OH－)×c2(H＋)＝K2a×K spK2w＝100，D项正确。

2、(2020新题预测)已知：25 ℃，NH3·H2O的电离平衡常数K b＝1.76×10－5。

25 ℃，向1 L 0.1 mol/L 某一元酸HR溶液中逐渐通入氨，若溶液温度和体积保持不变，所得混合溶液的pH与lg c(R－)c(HR)变化的关系如图所示。

难点3 有关化学平衡常数的计算【命题规律】化学平衡常数及与化学平衡有关的计算属高频考点。

本考点往往结合化学平衡移动、反应物的转化率等综合考察，解题通常需运用“三段式”。

题型以填空题为主，选择题较少，难度中等偏上。

考查的核心素养以变化观念与平衡思想为主。

【备考建议】2020年高考备考应重点关注分压平衡常数（K p）的计算。

【限时检测】（建议用时：30分钟）1.（2018·河北省衡水中学高考模拟）T℃，分别向10ml浓度均为1mol/L的两种弱酸HA、HB中不断加水稀释，并用pH传感器测定溶液pH。

所得溶液pH的两倍(2pH) 与溶液浓度的对数(1gc) 的关系如图所示。

下列叙述正确的是己知：（1）HA的电离平衡常数K a=[c(H+)·c(A-)]/[c(HA)-c(A-)]≈c2(H+)/c(HA)；（2） pK a=-lgK aA. 弱酸的K a随溶液浓度的降低而增大B. a 点对应的溶液中c(HA)=0.1mol/L，pH=4C. 酸性：HA<HBD. 弱酸HB的 pK a=5【答案】B【解析】K a为温度的函数，温度不变，K a就不变，A错误；a 点对应的溶液中1gc=-1，则c(HA)=0.1mol/L，对应的pH=4，B正确；通过图像看出，如果两种酸的浓度相等时，HA溶液的pH小于HB溶液的pH，所以酸性HA>HB，C错误；根据图像看出，当1gc=0时，c(HB)=1mol/L, c(H+)=1×10-5mol/L，HB的电离平衡常数K a=c2(H+)/c(HB)=（1×10-5）2/1=1×10-10, pK a=-lgK a=-lg×10-10=10，D错误。

2.（2019·北京市朝阳区高考联考模拟）乙烯气相直接水合反应制备乙醇：C 2H4(g)+H2O(g) C2H5OH(g)。

乙烯的平衡转化率随温度、压强的变化关系如下（起始时，n(H2O)＝n(C2H4)＝1 mol，容器体积为1 L）。

2020届届届届届届届届届——届届届届届届PH届届届届一、单选题（本大题共20小题，40分）1.常温下，下列说法不正确的是()A. 等体积、等物质的量浓度的NaCl(aq)离子总数大于NaClO(aq)中离子总数B. pH=3的硫酸溶液中水的电离程度等于pH=11的氨水溶液中水的电离程度C. 0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，则溶液：c(HA−)>c(H+)>c(A2−)>c(H2A)D. 向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性，所得混合液：c(Na+)>c(NH4+)>c(SO42−)>c(OH−)=c(H+)【答案】D【解析】解：A.HClO是弱酸，所以NaClO溶液中发生水解反应：ClO−+H2O⇌HClO+ OH−，使溶液呈碱性，氢离子浓度小于10−7mol/L，所以NaCl溶液中C(Na+)+C(H+)大于NaClO溶液中C(Na+)+C(H+)，根据电荷守恒：C(Na+)+C(H+)=C(OH−)+c(Cl−)可得溶液中离子总数为2×[c(Na+)+c(H+)]×V；同理可得NaClO溶液中总数为2×[c(Na+)+c(H+)]×V，所以NaCl溶液中离子总数大于NaClO溶液，故A正确；B.酸或碱抑制水电离，酸中氢离子或碱中氢氧根离子浓度越大其抑制水电离程度越大，硫酸中氢离子浓度等于氨水中氢氧根离子浓度，则二者抑制水电离程度相等，故B正确；C.0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，则HA−电离程度大于水解程度，则c(A2−)>c(H2A)，水和HA−都电离出氢离子，则c(H+)>c(A2−)，HA−的电离和水解程度都较小，则溶液中离子浓度大小顺序是c(HA−)>c(H+)>c(A2−)>c(H2A)，故C正确；D.向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性，若1：1反应，显酸性，NaOH过量，则c(Na+)>c(SO42−)，显中性时溶液的溶质为硫酸钠，硫酸铵、一水合氨，c(Na+)+c(NH4+)=2c(SO42−)，c(Na+)>c(SO42−)，则c(NH4+)<(SO42−)，故D错误；故选D．A.NaClO溶液中发生水解反应：ClO−+H2O⇌HClO+OH−，NaCl不水解；B.酸或碱抑制水电离，酸中氢离子或碱中氢氧根离子浓度越大其抑制水电离程度越大；C.0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，则HA−电离程度大于水解程度；D.混合溶液呈中性，溶液中的溶质是硫酸钠、硫酸铵和一水合氨．本题考查了离子浓度大小比较，涉及弱电解质的电离、盐类水解等知识点，根据物质的性质再和物料守恒等知识点来分析解答，题目难度中等．2.下列说法正确的是()A. 广泛pH试纸能够测出溶液的精确pHB. 原电池中发生的反应达到平衡时，该电池仍有电流产生C. 常温下，将pH=10的氨水稀释，溶液中所有离子浓度都减小D. 常温下，反应2A (s)+B(g)=2C(g)+D(g)不能自发进行，则该该反应△H一定大于0【答案】D【解析】解：A.广泛pH试纸精确度较低，只能粗略量取pH，故A错误；B.原电池中发生的反应达平衡时，各组分浓度不再改变，电子转移总量为0，该电池无电流产生，故B错误；C.将pH=10的氨水稀释，氢氧根离子浓度减小，Kw不变，则氢离子浓度增大，故C 错误；D.反应不能自发进行，满足△H−T△S>0，由于△S>0，所以△H一定大于0，故D 正确；故选：D。

专题14 用守恒思想破解溶液中粒子浓度大小比较——证据推理与模型认知“电解质溶液中的粒子浓度大小比较”是历年高考的“热点”之一，问题抽象且逻辑性强。

该题型考查的知 识点多、知识面广，灵活性、综合性都较强，有较好的区分度。

它能有效地测试出学生对弱电解质的电离、水的电离及溶液的pH 、盐类的水解等基本概念的掌握程度以及对这些知识的综合运用能力。

该类试题主要考查弱电解质的电离、水的电离及溶液的pH 、盐类的水解等基本概念的掌握程度以及对 这些知识的综合运用能力。

试题的呈现形式为：单一溶质、两种溶质的溶液。

设问指向有：溶液中离子浓度比较、三种守恒的应用、pH 、水的电离、离子积常数、溶解性。

其中溶液中离子浓度比较、三种守恒的应用，属高考命题中出现频率较高的热点。

1．【2019新课标Ⅲ】设N A 为阿伏加德罗常数值。

关于常温下pH=2的H 3PO 4溶液，下列说法正确的是A ．每升溶液中的H +数目为0.02N AB ．c (H +)= c (42H PO -)+2c (24HPO -)+3c (34PO -)+ c (OH −) C ．加水稀释使电离度增大，溶液pH 减小D ．加入NaH 2PO 4固体，溶液酸性增强【答案】B【解析】A 、常温下pH ＝2，则溶液中氢离子浓度是0.01mol/L ，因此每升溶液中H ＋数目为0.01N A ，A 错误；B 、根据电荷守恒可知选项B 正确；C 、加水稀释促进电离，电离度增大，但氢离子浓度减小，pH 增大，C错误；D 、加入NaH 2PO 4固体，H 2PO 4－浓度增大，抑制磷酸的电离，溶液的酸性减弱，D 错误；答案选B 。

【素养解读】本题以常温下磷酸溶液为载体，考查溶液中氢离子数与pH 、体积之间关系的计算、溶液中电 荷守恒原理的表述、稀释对电离度和溶液pH 的影响、加入磷酸二氢钠固体对电离平衡和溶液酸性的影响等 学科核心知识，虽然物质情境并不陌生，但也非常见的一元酸和二元酸，问题真实，有利于对宏观辨识与 微观探析、变化观念与平衡思想等学科核心素养的考查。

2020届高考化学总复习提升方案——四大平衡常数1.四大平衡常数对比电离常数(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)盐类的水解常数(K h)概念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一定温度下，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一个常数在一定温度下，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表达式(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数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）K w＝c(OH－)·c(H＋)M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)以NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋为例影响因素只与温度有关，升高温度，K值增大只与温度有关，升高温度，K w增大只与难溶电解质的性质和温度有关盐的水解程度随温度的升高而增大，K h随温度的升高而增大2.“四大常数”间的两大等式关系(1)K W、K a(K b)、K sp、K h之间的关系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：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。

将(K W)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝(K W)3/K sp。

(2)M(OH)n悬浊液中K sp、K w、pH间关系，M(OH)n(s)M n＋(aq)＋n OH－(aq)K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c（OH－）n·cn(OH－)＝c n＋1（OH－）n＝1n(K w10－pH)n＋1。

《高考12题逐题突破》：水溶液中的离子平衡——溶液中的三大平衡及影响因素【核心突破】1．三大平衡影响因素电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋水解平衡CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)2．影响水电离程度大小的常考因素⎭⎬⎫降低温度加入酸、碱加入可电离出H ＋的某些盐，如NaHSO 4等←――抑制电离水的电离――→促进电离⎩⎨⎧升高温度加入可水解的盐，如Na 2CO 3、NH 4Cl 等3．溶液中离子浓度大小比较 (1)紧扣两个微弱电离是微弱的，大多数盐的水解也是微弱的。

(2)牢记三大守恒①电荷守恒：电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数，根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。

如(NH 4)2CO 3与NH 4HCO 3的混合溶液中一定有：c (NH ＋4)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (OH －)。

②物料守恒：物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变，根据物料守恒可准确、快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子的物质的量浓度或物质的量的关系。

如：0.1 mol ·L －1 NaHCO 3溶液中一定有c (Na ＋)＝c (HCO －3)＋c (CO 2－3)＋c (H 2CO 3)＝0.1 mol ·L －1。

0．1 mol·L－1 CH3COOH溶液与0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液等体积混合一定有：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝2c(Na＋)＝0.1 mol·L－1。

③质子守恒：在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但质子转移过程中其数量保持不变。

将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中未参与平衡移动的离子，即可推出溶液中的质子守恒式。

2020年高三化学二轮微专题突破：——水溶液中的离子平衡【要点透析】[基础点回顾主线]1．弱电解质的电离平衡(1)特征：逆、等、动、定、变(2)影响因素①内因：电解质本身性质(主因)②外因浓度越小，电离程度越大温度升高，电离程度增大同离子效应，抑制电离化学反应，促进电离(3)电离方程式书写：可逆、多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离(4)电离平衡常数①影响因素：只受温度影响②应用判断弱酸或弱碱的相对强弱判断水解程度相对大小判断酸(碱)与盐能否反应2．水的电离和溶液的酸碱性(1)水的电离O H＋＋OH－[K w＝c(H＋)·c(OH－)]H2影响因素酸、碱抑制水电离升温、能水解的盐促进水的电离(2)溶液酸碱性①溶液的pH表达式为pH＝－lg c(H＋)测量方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计等pH计算[结合K w＝c(H＋)·c(OH－)]②酸碱中和滴定O，c(H＋)·V(H＋)＝c(OH－)·V(OH－)原理：H＋＋OH－===H2指示剂的选择：所选指示剂应使滴定终点前后溶液颜色变化明显3．盐类的水解(1)规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁弱谁水解，谁强显谁性，都强显中性(2)影响因素①内因：盐本身的性质②外因温度：水解吸热，升温促进水解浓度：稀释促进水解溶液的酸碱性：外加酸碱能促进或抑制盐的水解(3)盐类水解方程式的书写：单水解或部分双水解用“”表示，并且分步水解，不能标“↓”“↑”；完全双水解用“===”表示，标“↓”“↑”。

(4)应用：配制某些金属盐溶液，盐溶液中离子浓度的大小比较，解释某些化学现象及生产、生活的应用。

4．难溶电解质的溶解平衡(1)特征：等、定、动、变(2)影响因素①内因：难溶电解质本身的性质②外因：浓度、温度等，遵循勒夏特列原理(3)溶度积(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq) K sp＝c(Al3＋)·c3(OH－)①表达式：Al(OH)3②应用：计算离子沉淀时的pH、判断能否产生沉淀等(K sp与Q c)③沉淀反应的应用：沉淀的生成、沉淀的溶解、沉淀的转化考向一弱电解质(包括水)的电离平衡1．正确理解弱酸、弱碱的稀释规律2.一元强酸和一元弱酸的比较3.pH和等于14时酸、碱混合问题的分析判断pH和等于14的意义：酸溶液中的氢离子浓度等于碱溶液中的氢氧根离子的浓度。