(新高考)高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)講義第8章第49講熱點強化17水解常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的關(guān)系及應(yīng)用(含解析)

熱點強化17水解常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的關(guān)系及應(yīng)用1．水解常數(shù)的概念(1)含義：鹽類水解的平衡常數(shù)，稱為水解常數(shù)，用Kh表示。(2)表達(dá)式：①對于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝________________________；②對于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝________________________。(3)意義和影響因素①Kh越大，表示相應(yīng)鹽的水解程度________；②Kh只受溫度的影響，升高溫度，Kh___________________________________________。答案(2)①eq\f(cHA·cOH－,cA－)②eq\f(cBOH·cH＋,cB＋)(3)①越大②增大2．水解常數(shù)(Kh)與電離常數(shù)的定量關(guān)系(以CH3COONa為例)CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝eq\f(cCH3COOH·cOH－,cCH3COO－)＝eq\f(cCH3COOH·cOH－·cH＋,cCH3COO－·cH＋)＝eq\f(cOH－·cH＋,\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH))＝eq\f(Kw,Ka)因而Ka(或Kh)與Kw的定量關(guān)系：(1)Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw(2)Na2CO3的水解常數(shù)Kh＝eq\f(Kw,Ka2)(3)NaHCO3的水解常數(shù)Kh＝eq\f(Kw,Ka1)拓展可以用電離平衡常數(shù)與水解常數(shù)的大小關(guān)系判斷弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，以HCOeq\o\al(－,3)為例，已知Ka1＝eq\f(cHCO\o\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)：電離方程式：HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)Ka2＝eq\f(cCO\o\al(2－,3)·cH＋,cHCO\o\al(－,3))水解方程式：HCOeq\o\al(－,3)＋H2OH2CO3＋OH－Kh＝eq\f(cH2CO3·cOH－,cHCO\o\al(－,3))＝eq\f(Kw,Ka1)，只需比較Ka2和Kh＝eq\f(Kw,Ka1)的大小即可判斷弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性。1．(2022·高州長坡中學(xué)模擬)25℃，Ksp[Fe(OH)3]＝4.0×10－38，向10mL0.1mol·L－1的FeCl3溶液中加入30mL0.1mol·L－1的NaOH溶液發(fā)生反應(yīng)，混合溶液中c(Fe3＋)與時間(t)的變化如圖所示。下列說法正確的是()A．A點Fe3＋的濃度為0.1mol·L－1B．25℃，F(xiàn)e3＋的水解常數(shù)為2.5×10－5C．C點存在的平衡主要為Fe3＋的水解平衡D．t4時向溶液中加入10mL0.1mol·L－1NaCl溶液，平衡不移動答案B解析A點混合后溶液體積增加，所以Fe3＋的濃度小于0.1mol·L－1，A錯誤；25℃，F(xiàn)e3＋發(fā)生水解：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，其水解常數(shù)為eq\f(c3H＋,cFe3＋)＝eq\f(c3H＋·c3OH－,cFe3＋·c3OH－)＝eq\f(10－143,4.0×10－38)＝2.5×10－5，B項正確；根據(jù)圖像可知C點時鐵離子濃度不再發(fā)生變化，達(dá)到平衡狀態(tài)，存在的平衡主要為Fe(OH)3的溶解平衡，C錯誤；t4時向溶液中加入10mL0.1mol·L－1NaCl溶液，溶液體積增加，相當(dāng)于稀釋，平衡正向移動，D錯誤。2．已知：常溫下，CN－的水解常數(shù)Kh＝1.6×10－5。該溫度下，將濃度均為0.1mol·L－1的HCN溶液和NaCN溶液等體積混合。下列說法正確的是()A．混合溶液的pH<7B．混合液中水的電離程度小于純水的C．混合溶液中存在c(CN－)>c(Na＋)>c(HCN)>c(OH－)>c(H＋)D．若cmol·L－1鹽酸與0.6mol·L－1NaCN溶液等體積混合后溶液呈中性，則c＝eq\f(4.8,8.05)答案D解析CN－的水解常數(shù)Kh＝1.6×10－5，則HCN的電離常數(shù)為Ka＝eq\f(Kw,Kh)＝eq\f(10－14,1.6×10－5)＝6.25×10－10，Kh＞Ka，所以水解程度更大，溶液顯堿性，pH＞7，A項錯誤；CN－的水解程度大于HCN的電離程度，所以c(HCN)＞c(Na＋)＞c(CN－)，故C項錯誤；cmol·L－1鹽酸與0.6mol·L－1NaCN溶液等體積混合后溶液中存在電荷守恒：c(H＋)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(CN－)＋c(Cl－)，溶液顯中性，所以c(CN－)＝c(Na＋)－c(Cl－)＝eq\f(0.6－c,2)mol·L－1，溶液中還存在元素質(zhì)量守恒，c(HCN)＋c(CN－)＝c(Na＋)，所以c(HCN)＝c(Na＋)－c(CN－)＝eq\f(c,2)mol·L－1，所以有Ka＝eq\f(cCN－·cH＋,cHCN)＝eq\f(\f(0.6－c,2)×10－7,\f(c,2))＝6.25×10－10，解得c＝eq\f(4.8,8.05)，D項正確。3．(1)NH4HCO3溶液呈________(填“酸性”“堿性”或“中性”)(已知：NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2CO3的Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11)。(2)已知：常溫下NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－Kb＝1.8×10－5H2YH＋＋HY－Ka1＝5.4×10－2HY－H＋＋Y2－Ka2＝5.4×10－5則(NH4)2Y溶液的pH________7(填“＞”“＜”或“＝”)。(3)NO2尾氣常用NaOH溶液吸收，生成NaNO3和NaNO2。已知NOeq\o\al(－,2)的水解常數(shù)Kh＝2×10－11，常溫下，某NaNO2和HNO2混合溶液的pH為5，則混合溶液中c(NOeq\o\al(－,2))和c(HNO2)的比值為__________________。答案(1)堿性(2)＜(3)50解析(1)NHeq\o\al(＋,4)水解溶液顯酸性，其水解常數(shù)為Kh(NHeq\o\al(＋,4))＝eq\f(Kw,Kb)＝eq\f(10－14,1.8×10－5)≈5.6×10－10，HCOeq\o\al(－,3)水解溶液顯堿性，其水解常數(shù)為Kh(HCOeq\o\al(－,3))＝eq\f(Kw,Ka1)＝eq\f(10－14,4.4×10－7)≈2.3×10－8，所以HCOeq\o\al(－,3)的水解程度大于NHeq\o\al(＋,4)的水解程度，溶液顯堿性。(2)Kh(NHeq\o\al(＋,4))＝eq\f(Kw,Kb)＝eq\f(10－14,1.8×10－5)≈5.6×10－10，Kh(Y2－)＝eq\f(Kw,Ka2)＝eq\f(10－14,5.4×10－5)≈1.9×10－10，水解程度：NHeq\o\al(＋,4)＞Y2－，則(NH4)2Y溶液呈酸性，溶液的pH＜7。(3)常溫下，某NaNO2和HNO2混合溶液的pH為5，該溶液中c(OH－)＝eq\f(10－14,10－5)mol·L－1＝10－9mol·L－1，結(jié)合Kh(NOeq\o\al(－,2))＝eq\f(cHNO2·cOH－,cNO\o\al(－,2))，可知c(NOeq\o\al(－,2))∶c(HNO2)＝c(OH－)∶Kh(NOeq\o\al(－,2))＝10－9∶(2×10－11)＝50。4．(2022·安徽桐城中學(xué)模擬)(1)已知某溫度時，Kw＝1.0×10－12，Na2CO3溶液的水解常數(shù)Kh＝2.0×10－3，則當(dāng)溶液中c(HCOeq\o\al(－,3))∶c(COeq\o\al(2－,3))＝2∶1時，試求該溶液的pH＝__________。(2)已知25℃時，NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝1.8×10－5，該溫度下1mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________mol·L－1(已知：eq\r(5.56)≈2.36)。(3)25℃時，H2SO3HSOeq\o\al(－,3)＋H＋的電離常數(shù)Ka＝1×10－2，則該溫度下NaHSO3水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh＝________________，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中eq\f(cH2SO3,cHSO\o\al(－,3))將________(填“增大”“減小”或“不變”)。答案(1)9(2)2.36×10－5(3)1×10－12增大解析(1)Kh＝eq\f(cHCO\o\al(－,3)·cOH－,cCO\o\al(2－,3))＝2.0×10－3，又c(HCOeq\o\al(－,3))∶c(COeq\o\al(2－,3))＝2∶1，則c(OH－)＝10－3mol·L－1，結(jié)合Kw＝1.0×10－12，可得c(H＋)＝10－9mol·L－1。(2)Kh＝eq\f(cH＋·cNH3·H2O,cNH\o\al(＋,4))＝eq\f(Kw,Kb)，c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NHeq\o\al(＋,4))≈1mol·L－1，所以c(H＋)≈eq\r(Kh)＝eq\r(\f(1×10－14,1.8×10－5))mol·L－1≈2.36×10－5mol·L－1。(3)25℃時，HSOeq\o\al(－,3)的水解方程式為HSOeq\o\al(－,3)＋H2OH2SO3＋OH－，則NaHSO3的水解常數(shù)Kh＝eq\f(cH2SO3·cOH－,cHSO\o\al(－,3))＝eq\f(cH2SO3·cOH－·cH＋,cHSO\o\al(－,3)·cH＋)＝eq\f(Kw,Ka)＝eq\f(1.0×10－14,1×10－2)＝1×10－12，當(dāng)加入少量I2時，發(fā)生反應(yīng)HSOeq\o\al(－,3)＋I(xiàn)2＋H2O=3H＋＋SOeq\o\al(2－,4)＋2I－，溶液酸性增強，c(H＋)增大，c(OH－)減小，但是溫度不變，Kh不變，則eq\f(cH2SO3,cHSO\o\al(－,3))＝eq\f(Kh,cOH－)增大。5．磷酸是三元弱酸，常溫下三步電離常數(shù)分別是Ka1＝7.1×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.5×10－13，解答下列問題：(1)常溫下同濃度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的順序是______________(填序號)。(2)常溫下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。(3)常溫下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“堿”或“中”)性，用Ka與Kh的相對大小，說明判斷理由：_______________________________________________________。答案(1)③＜②＜①(2)＜(3)堿Na2HPO4的水解常數(shù)Kh＝eq\f(cH2PO\o\al(－,4)·cOH－,cHPO\o\al(2－,4))＝eq\f(Kw,Ka2)＝eq\f(1.0×10－14,6.2×10－8)≈1.61×10－7，Kh＞Ka3，即HPOeq\o\al(－,4)的水解程度大于其電離程度，因而Na2HPO4溶液顯堿性解析(2)NaH2PO4的水解常數(shù)Kh＝eq\f(cH3PO4