跟踪检测（四十五）系统归纳——四大平衡常数的相互关系及应用1．下列关于化学平衡常数(K)，电离常数(K a或K b)，水解常数(K h)，溶度积常数(K sp)，水的离子积常数(K W)的叙述中错误的是( )
A．K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞105时，该反应进行就基本完全B．比较K sp与离子积Q c的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解
C．K、K a或K b、K h、K sp、K W都与温度有关，温度越高，常数值越大
D．弱酸HA的K a与NaA的K h、水的离子积常数K W三者间的关系可表示为K W＝K a·K h 解析：选C K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞105时，该反应进行就基本完全，A正确；若K sp大于Q c，则沉淀溶解，若K sp小于Q c，则沉淀生成，B正确；放热反应的化学平衡常数K随温度升高而减小，C不正确；由表达式可知，三者间的关系可表示为K W＝K a·K h，D正确。
2．(2019·潍坊模拟)水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是( )
A．图中四点K W间的关系：A＝D＜C＜B
B．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量酸
C．若从A点到C点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
D．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体
解析：选C K W只受温度的影响，随温度升高而增大，A、D点温度相同，B点温度>C点温度>A点温度，A正确；从A点到D点，温度不变，酸性增强，B、D正确；A、C点温度不同，C错误。
3．化学平衡常数(K)、电离常数(K a、K b)、水的离子积常数(K W)、溶度积常数(K sp)等常数是表示判断物质性质的重要常数，下列关于这些常数的说法中，正确的是( ) A．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关，与催化剂无关
B．K a(HCN)＜K a(CH3COOH)说明相同物质的量浓度时，氢氰酸的酸性比醋酸的强
C．当温度升高时，弱酸、弱碱的电离常数(K a、K b)和水的离子积常数(K W)均变大
D．向氯化钡溶液中加入等体积同浓度的碳酸钠和硫酸钠溶液，先产生BaSO4沉淀，则K sp(BaSO4)＞K sp(BaCO3)
解析：选C 化学平衡常数只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关，故A错误；二者都是一元酸，浓度相同时，电离常数越小，说明电离程度越小，氢离子浓度越小，溶液的
酸性越弱，故氢氰酸的酸性比醋酸弱，故B 错误；弱酸、弱碱和水的电离过程是吸热过程，温度升高促进电离，弱酸、弱碱和水的离子积的电离常数(K a 、K b 、K W )均变大，故C 正确；溶解度越小越先沉淀，二者结构相似，溶解度越小，溶度积就越小，故K sp (BaSO 4)＜K sp (BaCO 3)，故D 错误。
4．已知，常温下浓度为0.1 mol·L －1
的下列溶液的pH 如表：
下列有关说法正确的是( )
A ．在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力顺序：H 2CO 3＜HClO ＜HF
B ．若将CO 2通入0.1 mol·L －1
Na 2CO 3溶液中至溶液呈中性，则溶液中2c (CO 2－
3)＋c (HCO －
3)＝0.1 mol·L －1
C ．根据上表，水解方程式ClO －
＋H 2
＋OH －的水解常数K ≈10
－7.6
D ．向上述NaClO 溶液中通HF 气体至恰好完全反应时：c (Na ＋
)＞c (F －
)＞c (H ＋
)＞c (HClO)＞c (OH －
)
解析：选C 盐NaF 、NaClO 、Na 2CO 3、NaHCO 3所对应的酸依次为HF 、HClO 、HCO －
3、H 2CO 3，酸性：HCO －
3＜HClO ＜H 2CO 3＜HF ，所以三种酸溶液的导电能力顺序：HClO ＜H 2CO 3＜HF ，A 项错误；0.1 mol·L －1
Na 2CO 3溶液中，c (Na ＋
)＝0.2 mol·L －1
，根据电荷守恒有：c (Na ＋
)＋c (H
＋
)＝c (HCO －3)＋2c (CO 2－3)＋c (OH －)，由于溶液呈中性：c (H ＋)＝c (OH －)，则c (Na ＋)＝2c (CO 2－
3)
＋c (HCO －
3)＝0.2 mol·L －1
，B 项错误；根据水解方程式ClO －
＋H 2＋OH －
，水解的
平衡常数表达式为K ＝
c
c
－
c
－
，从上表可知常温下浓度为0.1 mol·L －1
NaClO
溶液的pH ＝9.7，则pOH ＝4.3，c (OH －
)＝10
－4.3
，所以，K ＝
10
－4.3
×10－4.3
0.1
≈10
－7.6
，C 项正确；
向NaClO 溶液中通HF 气体至恰好完全反应，NaClO ＋HF===NaF ＋HClO ，溶液中生成等物质的量的NaF 和HClO ，由于HClO 为弱酸，存在着电离平衡：
＋
＋ClO －
，同时溶液中
也存在着NaF 的水解平衡，但是由于水解程度是很微弱的，所以溶液中应该是c (Na ＋
)＞c (F
－
) ＞c (HClO)＞c (H ＋)＞c (OH －
)，D 项错误。
5.(2019·资阳二诊)25 ℃时，用0.100 0 mol·L －1
KOH 溶液滴
定20.00 mL 0.100 0 mol·L －1
CH 3COOH 溶液，滴定中pH 变化如图，下列关系错误的是( )
A ．V ＝0 mL 时，CH 3COOH 溶液pH ＝3，其电离平衡常数K ≈10－5
B ．V ＝10.00 mL 时，溶液中c (CH 3COO －
)＞c (K ＋
)＞c (H ＋
)＞c (OH －) C ．溶液pH ＝7时，
c
＋
c
－
c 3
COO －
c
＋
＝1
D．V≥20.00 mL时，溶液中c(K＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(CH3COOH)
解析：选D 0.100 0 mol·L－1 CH3COOH溶液的pH＝3，则该温度下醋酸的电离常数为
10－3×10－3
0.1－10－3
≈10－5，A正确；当V＝10.00 mL时生成的醋酸钾与剩余的醋酸浓度相等，根据图示，溶液显酸性，这说明CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，则溶液中c(CH3COO －)＞c(K＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，B正确；溶液pH＝7时显中性，根据电荷守恒可知钾离子浓度
等于醋酸根离子浓度，因此溶液中
c＋c－
c 3COO－c＋
＝1，C正确；V＝20.00 mL时二
者恰好反应生成CH 3COOK，溶液中满足物料守恒c(K＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，D错误。
6．(2019·东营联考)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．HCOO－的水解常数为1.0×10－10
B．Zn(OH)2溶于水形成的饱和溶液中，c(Zn2＋)＞1.0×10－6mol·L－1
C．向Zn(OH)2悬浊液中加入HCOOH，溶液中c(Zn2＋)增大
D．Zn(OH)2(s)＋2＋(aq)＋2HCOO－(aq)＋2H2O(l)的平衡常数K＝100 解析：选 B HCOO－存在水解平衡：HCOO－＋H2＋OH－，则水解常数为K h＝
c c－
c－＝
K W
K a
＝
1×10－14
1.0×10－4
＝1.0×10－10，A正确；Zn(OH)2溶于水形
成的饱和溶液中，K sp[Zn(OH)2]＝c(Zn2＋)·c2(OH－)＝4c3(Zn2＋)＝1.0×10－18，则有c(Zn2＋)<1.0×10－6mol·L－1，B错误；向Zn(OH)
2悬浊液中加入HCOOH，发生中和反应消耗OH
－，Zn(OH)2溶解平衡正向移动，溶液中c(Zn2＋)增大，C正确；该反应的平衡常数为K＝
c2－c2＋
c2＝
K2a K sp2]
K2W
＝
－42×1.0×10－18
－142
＝
100，D正确。
7.已知25 ℃时某些弱酸的电离常数如下表。常温下稀释CH3COOH、
HClO两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化如图所示。下列说法
正确的是( )
A．相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中，各离子浓度的大小关系是c(Na＋)＞c(ClO －)＞c(CH
3COO
－)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO2－3
C．图像中a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度
D．图像中a、c两点处的溶液中c－
c c－
相等(HR代表CH3COOH或HClO) 解析：选D 由于CH3COOH的K a大于HClO的K a，根据盐类水解“越弱越水解”的规律可知，ClO－的水解程度大于CH3COO－，故混合液中离子浓度大小关系为c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，A错误。由于K a1(H2CO3)＞K a(HClO)＞K a2(H2CO3)，则向NaClO 溶液中通入少量二氧化碳生成HClO和NaHCO3，离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－3，B错误。由于K a(CH3COOH)＞K a(HClO)，稀释相同倍数时，CH3COOH的pH变化大，则曲线Ⅰ代表CH3COOH，曲线Ⅱ代表HClO；起始时两种酸溶液的pH相等，则有c(HClO)＞c(CH3COOH)，故a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度，C错误。CH3COOH的电离常数为K a(CH3COOH)＝
c＋c 3COO－
c 3＝
K W·c3COO－
c3c－
，则有
c3COO－
c3c－
＝
K a3
K W
，a、c两点处的溶液温度相同，则K a(CH3COOH)、K W相同，故两点溶液中
c 3COO－
c 3c－
相等，D正确。
8.(2018·泰安模拟)已知某温度时CH3COOH的电离常数为K。该温
度下向20 mL 0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1 mol·L－1NaOH
溶液，pH变化曲线如图所示(忽略温度变化)。以下叙述正确的是( )
A．根据图中数据可计算出K值约为10－5
B．①②③点水的电离程度由大到小的顺序为②＞③＞①
C．点①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)
D．点③时c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝0.1 mol·L－1
解析：选A 由图可知滴定前0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH为3，则醋酸的电离常数K
＝c＋c3COO－
c3
＝
c2＋
c3
≈
－3mol·L－12
0.1 mol·L－1
＝1×10－5mol·L－1，A
项正确；③点时，恰好完全反应生成CH3COONa，CH3COO－的水解促进水的电离，在②点时，溶液pH＝7，水的电离既没受到促进也没受到抑制，在①点时，水的电离受到抑制，故水的电离程度由大到小的顺序为③＞②＞①，B项错误；①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，2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)，整理以上两个式子得质子守恒式：c(CH3COO－)＋2c(OH－)＝c(CH3COOH)＋2c(H＋)，且①点时溶液呈酸性，c(H＋)≠c(OH－)，则C项错误；D 项忽视了溶液由20 mL变为40 mL，故③点时c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝0.05 mol·L－1，D 项错误。
9．已知K、K a、K W、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离常数、水的离子积常数、
盐的水解常数、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 a
d ．一定温度下，在CH 3COONa 溶液中，K W ＝K a ·K h (2)25 ℃时，H 2SO 3
－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)＝________。 (3)高炉炼铁中发生的反应有： FeO(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________v 逆(填“＞”“＜”或“＝”)。
(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 －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lg 2＝0.3，离子浓度低于10－5
mol·L －1
时认为沉淀完全)
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 的电离常数不变，c 选项错误。(2)由K a ＝
c ＋
c
－3
c
2
SO 3
，代入数据得c (H 2SO 3)＝0.01 mol·L －1
。(3)根据方程式可得K ＝
c 2
c
；设开始时c (CO)＝a mol·L －1
，平衡时c (CO 2)＝b mol·L －1
，则
b
a －b
＝0.25，得a
＝5b ，则平衡时CO 的转化率为b a ＝
b 5b ×100%＝20%；Q
c ＝c
2
c
＝0.20＜0.25，故v 正＞v 逆。
(4)K sp [Fe(OH)3]＝c (Fe 3＋
)·c 3
(OH －
)，Fe 3＋
完全沉淀时c 3
(OH －
)＝8.0×10
－38
10
－5
，得c (OH －
)＝
2×10
－11
mol·L －1
，pH ＝3.3，Mg(OH)2开始沉淀时c 2
(OH －
)＝
1.0×10
－11
0.1
＝1.0×10－10
，得c (OH
－
)＝1×10－5
mol·L －1
，pH ＝9，调节pH 范围为[3.3,9]。 答案：(1)ad (2)0.01 mol·L －1
(3)
c
2
c
20% ＞ (4)[3.3,9]
10．(1)常温下，用氨水吸收CO 2可得到NH 4HCO 3溶液，在NH 4HCO 3溶液中，
c (NH ＋4)________(填“>”“<”或“＝”)c (HCO －3)；反应NH ＋4＋HCO －
3＋H 2O===NH 3·H 2O ＋H 2CO 3
的平衡常数K ＝______。(已知常温下NH 3·H 2O 的电离常数K b ＝2×10－5
，H 2CO 3的电离常数K 1＝4×10－7
，K 2＝4×10
－11
)
(2)已知K sp [Mg(OH)2]＝2×10－11
，在某MgSO 4溶液里c (Mg 2＋)＝0.002 mol·L －1
，如果生
成Mg(OH)2沉淀，应调整溶液pH ，使之大于______；在0.20 L 的0.002 mol·L －1
MgSO 4溶液中加入等体积的0.10 mol·L
－1
的氨水溶液，电离常数K b (NH 3·H 2O)＝2×10－5
，试计算
__________(填“有”或“无”)Mg(OH)2沉淀生成？
(3)CuCl 悬浊液中加入Na 2S ，发生的反应为2CuCl(s)＋S
2－
2
S(s)＋2Cl －
(aq)，
该反应的平衡常数K ＝______________________[已知K sp (CuCl)＝1.2×10－6
，K sp (Cu 2S)＝2.5×10
－43
]。
(4)已知常温下H 2SO 3的电离常数：K a1＝1.0×10
－1.9
，K a2＝1.0×10
－7.2
，计算0.1 mol·L
－1
NaHSO 3溶液的pH 值为______(忽略SO 2－
3的二级水解)。
解析：(1)由于NH 3·H 2O 的电离常数大于HCO －
3的电离常数，再根据盐类水解规律可得
HCO －3的水解程度更大，因此c (NH ＋4)>c (HCO －3)；反应NH ＋4＋HCO －
3＋H 2O===NH 3·H 2O ＋H 2CO 3的平衡常数K ＝
c 3
·H 2
c 2CO 3
c
＋
4
c
－3
＝c ＋
c
－
K
3
·H 2
K 1＝10
－14
2×10－5
×4×10－7
＝1.25×10－3
。
(2)MgSO 4溶液中c (Mg 2＋
)＝0.002 mol·L －1
，沉淀平衡时c (OH －
)＝
2×10
－11
0.002
mol·L
－1
＝10－4 mol·L －1，则c (H ＋)＝10
－10
mol·L －1
，因此生成Mg(OH)2沉淀，应调整溶液pH ，使
之大于10；在0.20 L 的0.002 mol·L －1
MgSO 4溶液中加入等体积的0.10 mol·L －1
的氨水溶液，镁离子浓度变为0.001 mol·L －1
；c (OH －
)＝0.05×2×10－5
mol·L －1
＝0.001 mol·L
－1
，c (Mg 2＋)·c 2(OH －)＝10－9>K sp ＝2×10－11
，有沉淀产生。
(3)2CuCl(s)＋S
2－
2
S(s)＋2Cl
－
(aq)的平衡常数K ＝
c 2
－c
2－
＝
c 2＋c 2－c 2
2＋
c
2－
＝K 2sp K sp
2
＝
－6
2
2.5×10
－43
＝5.76×1030
。
(4)HSO
－3
2－3＋H ＋
的常数K a2＝
c
＋
c
2－3
c
－
3
＝1.0×10
－7.2
，c (SO 2－3)≈c (H ＋
)，
c (HSO －3)≈0.1 mol·L －1，则c 2(H ＋)＝1.0×10－7.2×c (HSO －3)＝1.0×10－7.2×0.1＝10－8.2
，c (H ＋
)＝10
－4.1
，故pH ＝－lg c (H ＋
)＝4.1。
答案：(1)> 1.25×10－3
(2)10 有 (3)5.76×1030
(4)4.1
11．钡(Ba)和锶(Sr)及其化合物在工业上有着广泛的应用，它们在地壳中常以硫酸盐的形式存在，BaSO 4和SrSO 4都是难溶性盐。工业上提取钡和锶时首先将BaSO 4和SrSO 4转化成难溶弱酸盐。
已知：SrSO 4
2＋
(aq)＋SO 2－4(aq) K sp ＝2.5×10－7
SrCO 32＋(aq)＋CO2－3(aq) K sp＝2.5×10－9
(1)将SrSO4转化成SrCO3的离子方程式为________________________，该反应的平衡常数为________(填具体数字)；该反应能发生的原因是_____________________________(用沉淀溶解平衡的有关理论解释)。
(2)对于上述反应，实验证明增大CO2－3的浓度或降低温度都有利于提高SrSO4的转化率。判断在下列两种情况下，平衡常数K的变化情况(填“增大”“减小”或“不变”)：
①升高温度，平衡常数K将________；
②增大CO2－3的浓度，平衡常数K将________。
(3)已知，SrSO4和SrCO3在酸中的溶解性与BaSO4和BaCO3类似，设计实验证明上述过程中SrSO4是否完全转化成SrCO3。实验所用的试剂为________；实验现象及其相应结论为________________________________________________________________________。
解析：(1)依据物质K sp大小可知，SrSO4和SrCO3的溶解性不同，反应向更难溶的方向进行，依据沉淀转化写出离子方程式为SrSO 4(s)＋CO2－33(s)＋SO2－4(aq)；故平衡
常数K＝c2－4
c2－3
＝
K sp4
K sp3
＝
2.5×10－7
2.5×10－9
＝100；该反应能发生的原因是K sp(SrCO3)＜
K sp(SrSO4)，加入CO2－3后，CO2－3与Sr2＋结合生成SrCO3(s)，使平衡SrSO42＋(aq)＋SO2－4 (aq)正向移动，使反应进行。(2)①实验证明降低温度有利于提高SrSO4的转化率，说明平衡正向进行，正反应为放热反应，所以升高温度平衡逆向进行，平衡常数K减小；②增大CO2－3的浓度平衡正向进行，平衡常数随温度变化，不随浓度改变，所以平衡常数不变。(3)SrSO4和SrCO3在酸中的溶解性与BaSO4和BaCO3类似，说明SrCO3溶于酸，SrSO4不溶于酸，证明SrSO4是否完全转化成SrCO3方法为洗涤沉淀，向沉淀中加入盐酸，若沉淀完全溶解，则证明SrSO4完全转化成SrCO3，否则不完全转化。
答案：(1)SrSO 4(s)＋CO2－33(s)＋SO2－4(aq) 100 K sp(SrCO3)＜K sp(SrSO4)，加入CO2－3后，CO2－3与Sr2＋反应生成SrCO3(s)，使平衡SrSO42＋(aq)＋SO2－4(aq)正向移动，使反应能进行(2)①减小②不变(3)盐酸若沉淀完全溶解，则证明SrSO4完全转化成SrCO3，否则不完全转化
12．钴(Co)及其化合物在工业上有广泛应用。利用水钴矿(主要成分为Co2O3，含少量Fe2O3、Al2O3、MnO、MgO、CaO等)制取CoCl2·6H2O粗品的工艺流程图如下：
已知：
①浸出液含有的阳离子主要有H＋、Co2＋、Fe2＋、Mn2＋、Ca2＋、Mg2＋、Al3＋等；
②部分阳离子以氢氧化物形式开始沉淀和完全沉淀时的pH如下表：
(1)上述工艺流程图中操作a 的名称为________。
(2)写出“浸出”时Co 2O 3发生反应的离子方程式： __________________________ ________________________________________________________________________。 (3)加入NaClO 3的作用是_________________________________________________。 (4)萃取剂对金属离子的萃取率与pH 的关系如图。使用萃取剂最适宜的pH 范围是________(填字母)。
A ．2.0～2.5
B ．3.0～3.5
C ．5.0～5.5
D ．9.5～9.8
(5)“除钙、镁”是将溶液中Ca 2＋
与Mg 2＋
转化为CaF 2、MgF 2沉淀。已知某温度下，K sp (MgF 2)
＝7.35×10－11
，K sp (CaF 2)＝1.50×10－10
。当加入过量NaF ，所得滤液中
c 2＋c
2＋
＝________。
解析：水钴矿中加入盐酸，可得CoCl 3、FeCl 3、AlCl 3、MnCl 2、MgCl 2、CaCl 2，已知浸出液含有的阳离子主要有H ＋
、Co 2＋
、Fe 2＋
、Mn 2＋
、Ca 2＋
、Mg 2＋
、Al 3＋
等，则加入的Na 2SO 3将Co
3
＋
、Fe 3＋
还原为Co 2＋
、Fe 2＋
；加入NaClO 3将Fe 2＋
氧化为Fe 3＋
，并调pH 至5.2，可得到Fe(OH)3、
Al(OH)3沉淀；过滤后所得滤液主要含有CoCl 2、MnCl 2、MgCl 2、CaCl 2，用NaF 溶液除去钙、镁；过滤后，向滤液中加入萃取剂，萃取Mn 2＋
；萃取后的余液中主要含有CoCl 2，蒸发结晶得到CoCl 2·6H 2O 粗品。
(1)由上述分析可知，工艺流程图中操作a 的名称是过滤。
(2)浸出过程中加入Na 2SO 3的目的是将Co 3＋
、Fe 3＋
还原为Co 2＋
、Fe 2＋
，其中“浸出”时Co 2O 3发生反应的离子方程式为SO 2－
3＋Co 2O 3＋4H ＋
===SO 2－
4＋2Co 2＋
＋2H 2O 。
(3)加入NaClO 3的作用是将浸出液中的Fe 2＋
氧化为Fe 3＋
，使Fe 3＋
沉淀完全。
(4)pH 在3～3.5时Mn 2＋
的萃取率增大很多，而pH ＝4时，Co 2＋
的萃取率比较大，故pH 在3.0～3.5时萃取效果最佳。
(5)由溶度积可知，溶液Ⅰ“除钙、镁”是将溶液中Ca 2＋
与Mg 2＋
分别转化为CaF 2、MgF 2
沉淀，根据溶度积定义可知c2＋
c2＋
＝
K sp2
K sp2
＝
7.35×10－11
1.50×10－10
＝0.49。
答案：(1)过滤
(2)Co2O3＋SO2－3＋4H＋===2Co2＋＋SO2－4＋2H2O
(3)将Fe2＋氧化成Fe3＋，使Fe3＋沉淀完全[利于生成Fe(OH)3除去]
(4)B (5)0.49
四大平衡常数典型例题考点考法归纳和总结 杨小过 考法一电离平衡常数的应用与计算 1．(1)联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋H ＋N2H＋5的K＝8.7×107；K W＝1.0×10－14)。 (2)已知：K W＝1.0×10－14，Al(OH)3AlO－2＋H＋＋H2O K＝2.0×10－13。Al(OH)3溶于NaOH溶液反应的平衡常数等于________。 2．下表是25 ℃时某些弱酸的电离常数。 化学式CH3COOH HClO H2CO3H2C2O4 K a K a＝1.8× 10－5 K a＝3.0× 10－8 K a1＝4.1×10－7 K a2＝5.6×10－11 K a1＝5.9×10－2 K a2＝6.4×10－5 224 度由大到小的顺序为_________________________________________________________。 (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：[c(Na＋)－c(ClO－)]______[c(K＋)－c(CH3COO－)]。(填“＞”“＜”或“＝”) (3)向0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝5∶9，此时溶液pH＝____。 (4)碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式为____________________________。 考法二水的离子积常数的应用与计算 3．右图表示水中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 W B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－) C．图中T1＜T2 D．XZ线上任意点均有pH＝7 4．水的电离平衡曲线如右图所示。 (1)若以A点表示25 ℃时水在电离平衡时的离子浓度，当温度升到 100 ℃时，水的电离平衡状态到B点，则此时水的离子积从________增 加到________。 (2)25 ℃时，在等体积的①pH＝0的H2SO4溶液，②0.05 mol·L－1的 Ba(OH)2溶液，③pH＝10的Na2S溶液，④pH＝5的NH4NO3溶液中，发生电离的水的物质的量之比是____________________。
创作编号： GB8878185555334563BT9125XW 创作者：凤呜大王* 中学化学平衡理论体系及勒夏特列原理的应用 中学化学教材中，有一个平衡理论体系，包括溶解平衡、化学平衡、电离平衡、 水解平衡、络合平衡等。化学平衡是这一平衡理论体系的核心。系统掌握反应速率与 化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用 途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物 的知识，具有理论指导意义。正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向 来是考试的热点、难点。 一、化学平衡理论 1、化学平衡定义： 2、勒夏特列原理： 3、勒夏特列原理的应用： [讨论、归纳] 生产生活实例涉及的平衡根据勒原理所采取的措施或原因 解释 1.接触法制硫酸2SO2+O22SO3通入过量的空气 2.合成氨工业N2+3H22NH3高压（20MPa-50MPa），及时分离 液化氨气 3.金属钠从熔化的氯化钾中置换金属钾Na + KCl NaC l + K↑控制好温度使得钾以气态形式逸 出。 4.候氏制碱法NH3+CO2+H2O==NH4HCO3 NH4HCO3+NaCl NaHCO3↓+NH4Cl 先向饱和食盐水中通入足量氨气 5.草木灰和铵态氮肥不CO 3 2-+H2O HCO3-+ OH-两水解相互促进，形成更多的
能混合使用NH4++H 2O NH3·H2O + H+NH3·H2O，损失肥效 6.配置三氯化铁溶液应在浓盐酸中进行Fe3++3H2O Fe（OH）3+3H+在强酸性环境下，Fe3+的水解受到 抑制 7.用热的纯碱水洗油污 或对金属进行表面处 理 CO32-+H2O HCO3-+OH-加热促进水解，OH-离子浓度增大 1、下列事实中不能用勒夏特列原理来解释的是（） A.往硫化氢水溶液中加碱有利于S2-的增加 B.加催化剂有利于合成氨反应 C.合成氨时不断将生成的氨液化，有利于提高氨的产率。 D.合成氨时常采用500℃ 的高温 2、已知工业上真空炼铷(熔融)原理如下：2RbCl +Mg == MgCl2 +2Rb(g)，对于此反应 的进行能给予正确解释的是（） A.铷的金属活动性不如镁强，故镁可置换铷。 B.铷的沸点比镁低，把铷蒸气抽出时 平衡右移。 C.氯化镁的稳定性不如氯化铷强。 D.铷的单质状态较化合态更稳定。 3、在加热条件下，KCN 溶液中会挥发出剧毒的HCN，从平衡移动的角度来看，挥 发出HCN的原因是。为了避免产生HCN，应采取的措施 是向KCN溶液中加入。 4、把FeCl3溶液蒸干并灼烧，最后得到的主要固体产物是其原因 是。 5、把Al2(SO4)3溶液蒸干，最后得到的主要固体产物是其原因 是。 6、在泡沫灭火剂中放入的两种化学药品是NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液，其灭火原 理是什么？ 7、请解释：为什么生活中饮用的碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 解释：碳酸型饮料中未溶解的二氧化碳与溶解的二氧化碳存在平衡：CO2(g) CO2(aq)，打开瓶盖时，二氧化碳的压力减小，根据勒夏特列原理，平衡向释放二氧化 碳的方向移动，以减弱气体的压力下降对平衡的影响。因此，生活中饮用的碳酸型饮 料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 二、中学化学常见四大平衡 1、[讨论、归纳] 常见化学平衡体系 化学平衡 体系 化学平衡溶解平衡水解平衡
“四大平衡常数”综合问题 1．(2018·漳州八校联考)已知 298 K 时，HNO 2 的电离常数K a ＝5×10－ 4。硝酸盐和亚硝酸盐有广泛应用。 (1)298 K 时，亚硝酸钠溶液中存在：NO 2－＋H 2O HNO 2＋OH － K h 。K h ＝________。 (2)常温下，弱酸的电离常数小于弱酸根离子的水解常数，则以水解为主。0.1 mol·L － 1 NaOH 溶液和 0.2 mol·L － 1 HNO 2 溶液等体积混合，在混合溶液中c (H ＋ )________(填“>”“<”或“＝”)c (OH － )。 (3)检验工业盐和食盐的方法之一：取少量样品溶于水，滴加稀硫酸酸化，再滴加 KI 淀粉溶液，若溶液变蓝 色，产生无色气体，且气体遇空气变红棕色，则该样品是工业盐。写出碘离子被氧化的离子方程式： _________________________________________。 (4) 在酸性高锰酸钾溶液中滴加适量亚硝酸钠溶液，溶液褪色，写出离子方程式： ________________________________________________________________________。 (5)硝酸银溶液盛装在棕色试剂瓶中，其原因是硝酸银不稳定，见光分解生成银、一种红棕色气体和一种无 色气体。写出硝酸银见光分解的化学方程式：_______________________________________。 (6)已知：298 K 时，K sp (AgCl)＝2.0×10 － 10 ，K sp (Ag 2CrO 4)＝1.0×10 － 12 。用标准 AgNO 3 溶液滴定氯化钠溶 液中的 Cl － ，用 K 2CrO 4 作指示剂。假设起始浓度c (CrO 24－ )＝1.0×10－ 2 mol·L － 1，当 Ag 2CrO 4 开始沉淀时， c (Cl － )＝________。 解析： (1)K h ＝c HNO 2·c －OH －＝c HNO 2·c －OH － ＋ ·c H ＋＝K W ＝ 1×10－－14 ＝ 2×10 － 11 。 (2)NaOH ＋ c NO 2 c NO 2 ·c H K a 5×10 4 HNO 2===NaNO 2＋H 2O ，则混合后得到等物质的量浓度的 NaNO 2 和 HNO 2 的混合溶液，由(1)知 HNO 2 的电离常数大于 NO 2－的水解常数，故混合溶液中以 HNO 2 的电离为主，混合溶液呈酸性。(3)酸性条件下亚硝酸钠氧化碘 离子，离子方程式为 2NO 2－＋4H ＋＋2I －===2NO ↑＋I 2＋2H 2O 。(4)在强氧化剂存在的条件下，亚硝酸盐表现还原性：2MnO 4－＋5NO 2－＋6H ＋===2Mn 2＋＋5NO 3－＋3H 2O 。(5)由氧化还原反应原理知，银、氮元素的化合价降低，则氧元素的化合价升高，无色气体为 O 2。硝酸银见光分解的化学方程式为 2AgNO 3===光 ==2Ag ＋2NO 2↑＋O 2↑。 (6)c 2(Ag ＋)·c (CrO 42－)＝K sp (Ag 2CrO 4)，c (Ag ＋)＝ 1.0×10－－12 mol·L －1＝1.0×10－5 mol·L －1。c (Cl －)＝K sp AgCl ＋ ＝ 1.0×10 2 c Ag 2.0 ×10－－10 mol·L －1＝2.0×10－ 5 mol·L －1。 1.0×10 5 答案：(1)2×10－11 (2)> (3)2NO 2－ ＋4H ＋ ＋2I － ===2NO ↑＋I 2＋2H 2O
中学化学平衡理论体系及勒夏特列原理得应用 中学化学教材中,有一个平衡理论体系,包括溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡、络合平衡等。化学平衡就是这一平衡理论体系得核心。系统掌握反应速率与化学平衡得概念、理论及应用对于深入认识其她平衡,重要得酸、碱、盐得性质与用途,化工生产中适宜条件得选择等,具有承上启下得作用;对于深入掌握元素化合物得知识,具有理论指导意义。正因为它得重要性,所以,在历年高考中,这一部分向来就是考试得热点、难点。 一、化学平衡理论 1、化学平衡定义: 2、勒夏特列原理: 3、勒夏特列原理得应用: 1、下列事实中不能用勒夏特列原理来解释得就是( ) A、往硫化氢水溶液中加碱有利于S2-得增加 B、加催化剂有利于合成氨反应 C、合成氨时不断将生成得氨液化,有利于提高氨得产率。 D、合成氨时常采用500℃得高温 2、已知工业上真空炼铷(熔融)原理如下:2RbCl +Mg == MgCl2 +2Rb(g),对于此反应得进行能给予正确解释得就是( ) A、铷得金属活动性不如镁强,故镁可置换铷。 B、铷得沸点比镁低,把铷蒸气抽出时平衡右移。 C、氯化镁得稳定性不如氯化铷强。 D、铷得单质状态较化合态更稳定。 3、在加热条件下,KCN 溶液中会挥发出剧毒得HCN,从平衡移动得角度来瞧,挥发出HCN得原因就 是。为了避免产生HCN,应采取得措施就是向KCN溶液中加入。 4、把FeCl3溶液蒸干并灼烧,最后得到得主要固体产物就是其原因就是。
5、把Al2(SO4)3溶液蒸干,最后得到得主要固体产物就是其原因就是。 6、在泡沫灭火剂中放入得两种化学药品就是NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液,其灭火原理就是什么？ 7、请解释:为什么生活中饮用得碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 解释:碳酸型饮料中未溶解得二氧化碳与溶解得二氧化碳存在平衡:CO2(g) CO2(aq),打开瓶盖时,二氧化碳得压力减小,根据勒夏特列原理,平衡向释放二氧化碳得方向移动,以减弱气体得压力下降对平衡得影响。因此,生活中饮用得碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 二、中学化学常见四大平衡 1)Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq) 2)HAc(aq) H+(aq)+Ac-(aq) 3)CO+Cu2O Cu+CO2 4)CH3COOH+CH3CH2OH CH3COOCH2CH3+H2O 5)C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) 6)HCO3-(aq) H+(aq)+CO32-(aq) 2、常见四大平衡研究对象及举例 A、化学平衡:可逆反应。如:; 加热不利于氨得生成,增大压强有利于氨得生成。 例1、竖炉冶铁工艺流程如图,使天然气产生部分氧化,并在特殊得燃烧器中使氧气与天然气燃烧CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g),催化反应室发生得反应为:CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) ?H1=+216kJ/mol;CH4(g)+ CO2(g)2CO(g) + 2H2(g) ?H2=+260kJ/mol(不考虑其她平衡得存在),下列说法正确得就是AD A.增大催化反应室得压强,甲烷得转化率减小 B.催化室需维持在550～750℃,目得仅就是提高CH4转化得速率 C.设置燃烧室得主要目得就是产生CO2与水蒸气作原料气与甲烷反应 D.若催化反应室中,达到平衡时,容器中n(CH4)=amol,n(CO)=bmol,n(H2)=cmol,则通入催化反应室得CH4得物质得量为a+(b+c)/4 例2:一定条件下,向密闭容器中投入3mol H2与1mol N2,发生如下反应:N2+3H22NH3 1)完成v-t图
素养说明：化学学科核心素养要求考生：“认识化学变化有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析化学反应，运用化学反应原理解决实际问题。”平衡常数是定量研究可逆过程平衡移动的重要手段，有关各平衡常数的应用和求算是高考常考知识点，在理解上一定抓住，各平衡常数都只与电解质本身和温度有关，而与浓度、压强等外界条件无关。 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·c n(OH－)＝ c n＋1（OH－） n＝ 1 n( K w 10－pH )n＋1。 [题型专练] 1.(2018·银川模拟)下列有关说法中正确的是() A.某温度时的混合溶液中c(H＋)＝K w mol·L－1，说明该溶液呈中性(K w为该温度时水的离子积常数)
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(D) c m(A)·c n(B)以一元弱酸HA为例： HA H＋＋A－，电离常数K a＝ c(H＋)·c(A－) c(HA)
考点一 化学平衡常数 常考题型 1.求解平衡常数； 2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度； 3．计算转化率(或产率)； 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)。 对 策 从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”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。 [应用体验] 1．高炉炼铁过程中发生的主要反应为1 3Fe 2O 3(s)＋CO(g) 2 3 Fe(s)＋CO 2(g)。已知该反应在不同温度下的平衡常数如下： 温度/℃ 1 000 1 150 1 300 平衡常数 4.0 3.7 3.5 请回答下列问题： (1)该反应的平衡常数表达式K ＝________，ΔH ________0(填“>”“<”或“＝”)； (2)在一个容积为10 L 的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe 、Fe 2O 3、CO 、CO 2各1.0 mol ，反应经过10 min 后达到平衡。求该时间范围内反应的平均反应速率v (CO 2)＝________，CO 的平衡转化率＝________。 2．已知可逆反应：M(g)＋N(g) P(g)＋Q(g) ΔH ＞0，请回答下列问题： (1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c (M)＝1 mol/L ， c (N)＝2.4 mol/L ；达到平衡后，M 的转化率为60%，此时N 的转化率为________。 (2)若反应温度升高，M 的转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。 (3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c (M)＝4 mol/L ，c (N)＝a mol/L ；达到平衡后，c (P)＝2 mol/L ，a ＝________。 (4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为：c (M)＝c (N)＝b mol/L ，达到平衡后，M 的转化率为________。
核心素养微专题 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-+H 2 O OH-+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)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 ①K h=②K h= (3)判断离子浓度比值的大小变化。如将NH 3·H 2 O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】(2019·武汉模拟)(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 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 温馨提示： 此套题为Word版，请按住Ctrl,滑动鼠标滚轴，调节合适的观看比例，答案解析附后。关闭Word文档返回原板块。 核心素养微专题 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-+H2O OH-+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 M m A n的饱和溶液:K sp= c m(M n+)· 值增大c n(A m-) 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 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 突破点10 四大平衡常数 提炼1 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。 提炼2 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 ＝c H ＋·c A － c HA ；BOH B ＋＋OH － ，K b ＝ c B ＋·c OH － c BOH 。 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。 提炼3 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 ＝c OH －·c HA c A － ＝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。 提炼4 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 “四大平衡常数” 规律整合 [2014年高考考纲要求]： 1.了解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。 2.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡，了解溶度积的含义及其表达式，能进行相关的计算。 3.了解水的电离，离子积常数。 4. 了解弱电解质的电离平衡 [引入]：“四大平衡常数”表现形式不同，请写出下列四平衡的平衡常数表达式： (1) N 2(g)+3H 2(g) 2N H 3(g) K=_____________________ (2) M g (O H )2（固）Mg 2＋(aq) +2OH ― (aq) K SP =____________________ (3) NH 3·H 2O NH 4＋ + OH ― K b =_____________________ (4) H 2O H + + OH ― K W =_____________________ 问题突破一: 化学平衡常数 例1. 设反应Fe(s) + CO 2(g) FeO(s)+CO(g)的平衡常数 为K ，在不同温度下K 的值如下表所示： （1）此反应的化学平衡常数的表达式 ，该反应为 反应（填放热或吸热）。 （2）在1473K 时，测得高炉中c(CO 2)= 0.25mol/L ，c(CO)=1.25mol/L ，在这种情况下该反应是否处于平衡状态_______(填“是”或“否”)，此时化学反应速率是V 正____V 逆(填“大于”、“小于”或“等于”). 问题突破二：溶度积常数. 例2. 重金属离子对河流及海洋造成严重污染。某化工厂废水(pH=2.O ，ρ≈1g ·mL -1 )中含有2Ag Pb ++ 、 等 -1 c ） 难溶电解质 AgI AgOH 2Ag S 2PbI 2()Pb OH PbS SP K 1.0×10-16 5.6×10-8 6.3×10-50 7.1×10-9 1×10-15 3.4×10-28 (1)你认为往废水中投入 (填字母序号)，沉淀效果最好。 A ．NaOH B ．2Na S C ．KI D ．2()Ca OH (2)如果用0.001 mol ·L -1 NaOH 滴入上述废水中，则先产生的沉淀是________, （3）若向AgI 的饱和溶液中分别加入： ①少量AgCl 固体则c （I - ）____(增大，减小，不变). ②等体积的NaCl 饱和溶液，则AgI_______(能或否)转化为AgCl. （AgCl 的Ksp=1.0×10-10 mol ·L -1 ，饱和的c(Na+）=5 mol ·L -1 ) 变式训练1. 在0.10 mol ·L －1 硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色氢氧化铜沉淀生成， 当溶液的pH ＝8时，c (Cu 2＋ )＝______________mol ·L －1 (K sp [Cu(OH)2]＝2.2×10 －20 )。 温度 1473k 1173k K 4.0 2.15 跟踪检测（四十五）系统归纳——四大平衡常数的相互关系及应用1．下列关于化学平衡常数(K)，电离常数(K a或K b)，水解常数(K h)，溶度积常数(K sp)，水的离子积常数(K W)的叙述中错误的是( ) A．K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞105时，该反应进行就基本完全B．比较K sp与离子积Q c的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解 C．K、K a或K b、K h、K sp、K W都与温度有关，温度越高，常数值越大 D．弱酸HA的K a与NaA的K h、水的离子积常数K W三者间的关系可表示为K W＝K a·K h 解析：选C K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞105时，该反应进行就基本完全，A正确；若K sp大于Q c，则沉淀溶解，若K sp小于Q c，则沉淀生成，B正确；放热反应的化学平衡常数K随温度升高而减小，C不正确；由表达式可知，三者间的关系可表示为K W＝K a·K h，D正确。 2．(2019·潍坊模拟)水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是( ) A．图中四点K W间的关系：A＝D＜C＜B B．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量酸 C．若从A点到C点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体 D．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体 解析：选C K W只受温度的影响，随温度升高而增大，A、D点温度相同，B点温度>C点温度>A点温度，A正确；从A点到D点，温度不变，酸性增强，B、D正确；A、C点温度不同，C错误。 3．化学平衡常数(K)、电离常数(K a、K b)、水的离子积常数(K W)、溶度积常数(K sp)等常数是表示判断物质性质的重要常数，下列关于这些常数的说法中，正确的是( ) A．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关，与催化剂无关 B．K a(HCN)＜K a(CH3COOH)说明相同物质的量浓度时，氢氰酸的酸性比醋酸的强 C．当温度升高时，弱酸、弱碱的电离常数(K a、K b)和水的离子积常数(K W)均变大 D．向氯化钡溶液中加入等体积同浓度的碳酸钠和硫酸钠溶液，先产生BaSO4沉淀，则K sp(BaSO4)＞K sp(BaCO3) 解析：选C 化学平衡常数只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关，故A错误；二者都是一元酸，浓度相同时，电离常数越小，说明电离程度越小，氢离子浓度越小，溶液的 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-+H2O OH-+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)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 (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】(2019·武汉模拟)(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 化学四大平衡小练习 1.一定温度下，恒容密闭容器中进行的反应：A（s）＋3B（g）2C（g）＋D（g），下列物理量不能确定达到平衡状态的是（） A．各物质的浓度不随时间变化B．容器的压强不再变化 C．B的生成速率和D的生成速率为3∶1 D．混合气体的密度不再变化 2.下列有关沉淀溶解平衡的说法中，正确的是（） A．Ksp（AB2）小于Ksp（CD），说明AB2的溶解度小于CD的溶解度 B．在氯化银的沉淀溶解平衡体系中加入蒸馏水，氯化银的Ksp增大 C．在碳酸钙的沉淀溶解平衡体系中加入稀盐酸，沉淀溶解平衡不移动 D．向氯化银沉淀溶解平衡体系中加人碘化钾固体，氯化银沉淀可转化为碘化银沉淀 3.下列化学实验事实及其解释或结论都正确的是（） A.取少量溶液X，向其中加入适量新制氯水，再加几滴KSCN溶液，溶液变红，说明X溶液中一定含有Fe2＋ B．用乙醇、冰醋酸及pH=0的H2SO4加热可制乙酸乙酯，用饱和的Na2CO3溶液可以洗去其中含有的乙醇和乙酸，说明乙酸乙酯在Na2CO3溶液中的溶解度很小 C．向浓度均为0.1 mol·L-1的MgCl2、CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成蓝色沉淀，说明Ksp[Cu(OH)2] ＞Ksp[Mg(OH)2] D．配制0.10mol/L NaCl溶液，俯视容量瓶的刻度线定容，所配溶液浓度偏大 4.下列叙述中正确的是（） A. 在0.1 mol/L的醋酸中，c（H+）＜c（CH3COO-） B. 在0.1 mol/L 的NH4C1溶液中，c（H+）=c（NH4+）+c（NH3?H2O）+c（OH-） C. 25℃时，10mL0.02 mol/L的HC1溶液与10 mL0.02mol/L的Ba（OH）2溶液充分混合，若混合后溶液的体积为20 mL，则溶液的pH为12 D. 0.1 mol/L的某二元弱酸的钠盐NaHA溶液的pH为5，c（Na+）=2c（A2-）+c（HA-）+c（H2A） 5.下列关于化学平衡常数（K），电离平衡常数（K a或K b），水解平衡常数（K h），沉淀溶解平衡常数（K sp），水的离子积常数（K w）的叙述中错误的是 A．K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞105时，该反应进行得就基本完全了B．比较K sp与离子积Q c的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解C．K、K a或K b、K h、K sp、K w都与温度有关，温度越高，常数值越大 D．弱酸HA的K a与NaA的K h、水的离子积常数K w三者间的关系可表示为：K w＝K a ·K h 6.已知化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡均符合勒夏特列原理。请回答下列问题：（1）可逆反应FeO（s）＋CO（g）Fe（s）＋CO2（g）是炼铁工业中一个重要反应，其温度与平衡常数K的关系如下表： T（K）938 1100 K 0.68 0.40 ①写出该反应平衡常数的表达式__________。 ②若该反应在体积固定的密闭容器中进行，在一定条件下达到平衡状态，若升高温度，混合 气体的平均相对分子质量_____；充入氦气，混合气体的密度____（选填“增大”、“减小”、“不变”）。 （2）常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的下列六种溶液的pH如下表： 溶质CH3COONa NaHCO3Na2CO3NaClO NaCN C6H5ONa pH 8.8 9.7 11.6 10.3 11.1 11.32018年高考化学专题复习突破《四大平衡常数》知识点总结
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