高考化學-水溶液四大平衡常數(shù)及應用-考點解析

高考化學?水溶液四大平衡常數(shù)及應

用-考點解析

類型1電離常數(shù)

概念：在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的幕

乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)

2.表達式：(1)對于一元弱酸HA：HA=H-+A-,電離常數(shù)a=也上出」。

…c(HA)

(2)對于一元弱堿BOH：BOH=B_+OH",電離常數(shù)&=9旭~旦」。

c(BOH)

3.影響因素：溫度(升溫，區(qū)、氏增大)。

4.常考題

Q)由電離常數(shù)判斷酸、堿的強弱、判斷某些反應能否發(fā)生。

(2)有關計算(計算電離常數(shù)、弱酸或弱堿的濃度、pH)。

[對點訓練]

硼酸(H3BO3)溶液中存在如下反應：H3BO3(aq)+H2O(l)==[B(OH)4]-(aq)

+H+(aq)o下列說法正確的是()

化學式電離常數(shù)(298K)

硼酸K=5.7X10-i0

&=4.4XIor

碳酸

&=4.7X10-11

醋酸K=1.75X10-5

A.將一滴碳酸鈉溶液滴入硼酸溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生

B.將一滴醋酸溶液滴入碳酸鈉溶液中一定能觀察到有氣泡產(chǎn)生

C.等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和硼酸溶液比較，pH:前者〉后者

D.等物質(zhì)的量濃度的碳酸溶液和醋酸溶液比較，pH:前者〉后者

D［由電離常數(shù)可知酸性：CH3C00H>H2CO3>H3BO3>HCOeq

\o\al(-,3)oA項中應生成HCOeq\o\al(-,3);B項中CH3COOH少量，也只

生成HCOeq\o\al(-,3)C項中碳酸溶液pH小;D項中CH3COOH比H2CO3

易電離，故醋酸溶液pH小。］

已知，25。(:時幾種弱酸的電離常數(shù)如表所示：

弱酸電離常數(shù)弱酸電離常數(shù)

41=4.3X10-7H2C2O4Kai=5.9X10-2

H2c03

Ka2=64X10r

Xa2=5.6X10-11障酸)

Aai=7.1X10-3Kai=7.4X10-4

H3c6H5。，

社

H3PO4=6.3X10-8島=1.7X10"

甘檬酸)

43=4.2X10-uKas=4.0X10-7

下列有關推斷正確的是()

A.溶液pH的大小關系為K3P04>K2HP04>KH2P04

B.草酸溶液中存在：c(HC20eq\o\al(-,4))>c(H+)>c(C20eq\o\al(2

-(4))>c(0H-)

C.等濃度的NaHC03、NaHC2O4溶液中前者pH較大

D.H3c6H507與Na2co3溶液反應的產(chǎn)物為Na3c6H507、C02、H20

C[A項，未說明溶液的濃度,無法比較，錯誤；B項，H2C2O4H++

HC20eq\o\al(-,4),HC20eq\o\al(-,4)H++C20eq\o\al(2-,4),

離子濃度大小關系為c(H+)>c(HC20eq\o\al(-,4))>c(C20eq\o\al(2

-,4))>c(0H-),錯誤；C項，由電離常數(shù)知，H2CO3的酸性比H2C2O4的

弱，故NaHC03的水解程度比NaHC2O4的大，則NaHC03溶液的pH較大,

正確；D項，由電離常數(shù)知，酸性H3C6H5O7>H2C6H5Oeq

\o\al(-,7)>H2CO3>HC6H5Oeq\o\al(2-,7)>HC0eq\o\al(-,3),故

H3c6H507與Na2c03溶液反應的產(chǎn)物中沒有Na3c6H507,錯誤。]

3.⑴常溫下,將amol-L-1的醋酸與bmol-L-1Ba(0H)2溶液等體積混合，

充分反應后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(CH3C00-),則該混合溶液中醋酸的

電離常數(shù)Ka=(用含a和b的代數(shù)式表示)。

(2)25。(:時，H2sO3==HSOeq\o\al(-,3)+H+的電離常數(shù)Ka=lx：L0-2

mol-L-1,則該期下pH=3、c(HSOeq\o\al(-,3))=0.1mol-L-1的

NaHS03溶液中c(H2SO3)=。

［解析］(l)2c(Ba2+)=c(CH3C00-)可知c(H+)=c(OH-),c(CH3C00-)

=2xbxeq\f(l,2)mol-L-1,

fexip-2&X10-7

Aa——6

…d-ba-lb

2

(2?艮據(jù)C(HS°31C(H

1cdtsoj)

01X10

C(H2SO3)=J-molL'l=10'2molL"1.

IX10*

［答案］(1產(chǎn)義：：(2)0.01mol-L-1

a~lb

類型2水的離子積常數(shù)(Kw)

1.概念：水或稀溶液中c(H+)與c(OH-)的乘積。

2.表達式：Kw=c(H+)-c(OH-)。

3.影響因素：溫度(升溫，Kw增大)

4.常見題型

⑴計算［計算Kw、c(H+)、c(OH-),pH］o

(2)通過Kw的大小比較，判斷相應溫度的高低。

［對點訓練］

4.T°C下的溶液中，c(H+)=10-xmol-L-1,c(OH-)=10-ymol-L-1,

x與y的關系如圖所示。下列說法不正確的是()

A.T。(:時，水的離子積Kw為1x10-13

B.T>25

C.丁。(：時，pH=7的溶液顯堿性

DT。(：時,pH=12的苛性鈉溶液與pH=l的稀硫酸等體積混合，溶液的pH

=7

D［從圖看出當c(H+)=10-13molL-1時,c(OH-)=100mol-L-1=1

mol-L-1，故T℃時，Kw=lxl0-13,A正確;T℃時，Kw大于1x10-14,

則T°C一定高于常溫，B正確；T。(：時，pH=6.5的溶液呈中性，顯然pH=7

的溶液顯堿性，C正確；pH=12的苛性鈉溶液與pH=l的稀硫酸等體積混合,

二者恰好完全中和，但注意該溫度下，pH=7的溶液不是中性溶液，D錯誤。］

5.水的電離平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是()

產(chǎn)(OH-)/(mol?L-i)

1.0xlO-6—

l.OxlO-7

°l.OxlO-71.0xlO-6c(H+)/(mol*L-1)

A.a點對應溫度條件下，將pH=x的氨水稀釋10倍后，其pH=y，則x=y

+1

B.純水僅升高溫度,可從d點變到b點

C.c點對應溫度條件下醋酸的電離常數(shù)比a點對應溫度條件下醋酸的電離常數(shù)

大

D.b點對應溫度條件下，0.5mol-L-1的H2SO4溶液與1moll-1的KOH

溶液等體積混合，充分反應后，所得溶液的c(H+)=10-7mol-L-1

C[A項，NH3H2O是弱電解質(zhì)，加水稀釋促進NH3H2O的電離，將pH=

x的氨水稀釋10倍后，溶液中的OH-濃度大于原來的eq\f(l,10)，則x<y+

1,錯誤；B項，d點和b點的c(OH-湘等，若純水僅升高溫度，c(OH-)與

c(H+)都增大，錯誤；C項，水的電離是吸熱反應，溫度升高，水的離子積增大，

根據(jù)圖中數(shù)據(jù)得出各點對應的水的離子積Kw的數(shù)值大小關系為b>c>a=d,

溫度關系為b>oa=d,而醋酸的電離也是吸熱反應，溫度越高，電離常數(shù)越

大，正確；D項，b點的Kw=1.0x10-12,0.5mol-L-1的H2SO4溶液與1

m。1L-1的KOH溶液等體積混合，充分反應后所得溶液呈中性，此時c(H+)

=1.0x10-6mol-L-1,登吳。］

類型3溶度積常數(shù)(Ksp)

L概念：一定溫度下，在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度毫之積。

2.表達式：MwA”的飽和溶液中Kp=cE(ML>c"(Ai)。

\AAAAAAAAA/VSAAA/

3.影響因素：難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度。

4.?？碱}型

(1通取的基本計算。|

(2)利用題遺行分離提純。

(3甫關計算頷;淀順序、沉淀轉化、沉淀生成)。

［對點訓練］

6.(2016?威海質(zhì)檢)已知常溫下:Ksp［Mg(OH)2］=1.8x10-11;Ksp(AgCI)

=1.8x10-10;Ksp(Ag2S)=6.3x10-50;Ksp(CH3COOAg)=2.3x10-3。

下列敘述不正確的是()

A.常溫下，濃度均為0.02mol-L-1的AgNO3溶液和CH3COONa溶液混合

一定產(chǎn)生CH3co0Ag沉淀

B.常溫下,將0.001mol-L-1的AgNO3溶液加入到濃度均為0.001mol.L

-1的KCI和K2S的混合溶液中，先產(chǎn)生Ag2S沉淀

c.常溫下，調(diào)節(jié)溶液的pH>9,能使Mg2+濃度為0.12mol-L-1的溶液中產(chǎn)

生Mg(OH)2沉淀

D.常溫下，向飽和AgCI溶液中加入NaCI溶液，Ksp(AgCI)不變

A[選項A中沒有說明兩者按什么樣的體積比混合，若按體積比1：1混合，則

c(Ag+)c(CH3COO-)=0.01x0.01=10-4<Ksp(CH3COOAg)，故沒有沉淀

生成，A錯誤;雖然Ag2S和AgCI中陰、陽離子個數(shù)比不同，但因Ksp(Ag2S)

=6.3x10-50?Ksp(AgCI)=1.8x10-10,故先產(chǎn)生Ag2S沉淀,B正確；調(diào)

節(jié)溶液的pH>9,則c(OH-)>lxl0-5mol-L-1,c(Mg2+)-c2(OH-)>1.2

xlO-11,BPc(Mg2+)-c2(OH-)>Ksp[Mg(0H)2],故產(chǎn)生Mg(OH)2沉淀,

C正確；Ksp只與溫度有關，D正確。]

已知：Ksp[Mg(0H)2]=1.8xlO-11,Ksp[Cu(0H)2]=2.2x10-20o向濃度

均為0.01mol-L-1的Cu2+和Mg2+的混合溶液中逐滴加入NaOH溶液至過

量，下列說法正確的是()

A.較先出現(xiàn)的沉淀是Mg(OH>

B.兩種離子開始沉淀時，CU)所需溶液的pH較大

C.當兩種沉淀共存時，說明溶液中完全不存在c(Cu))、c(Mg--)

D.當兩種沉淀共存時，溶液巾嚶48.2X108

YCIP)

D[由于Ksp[Cu(0H)2]比Ksp[Mg9H)2]小，所以Cu2+先沉淀，其所需0H

-的濃度較小，即溶液的pH較小，故A、B錯誤；絕對不溶的物質(zhì)是不存在的，

故C錯誤;當兩種沉淀共存時,由于Ksp[Mg(0H)2]=c(Mg2+)-c2(OH-),

Ksp[Cu(0H)2]=c(Cu2+)-c2(OH-),所以

,c(Mg-)=&p[Mg(OH以比82X]()8,D正戲。]

c(Cu*2*)Mp[Cu(OHH

(2013?全國卷U)室溫時,M(OH)2(s)M2+(aq)+2OH-(aq)Ksp=a,

c(M2+)=bmoH.-1時,溶液的pH等于()

A.1lg($B,如*

C.14+mg(3D.14+^lg(-)

2b2a

221

卜[J^[M(OH)2]=r(M-)r(OH-)=n,e(M-)=6molL-,則有c(OIT)=(令:

01

lXlQ-Mmop,L-2

molL-1,結合水的離子積常數(shù)可知，c(R-)=(0工==10"

14-01molL-?,那么pH=14+qg§。]

9.(2015?江蘇高考節(jié)選)已知：Ksp[AI(0H)3]=1x10-33,Ksp[Fe(0H)3]=3

xlO-39,pH=7.l時Mn(。H)2開始沉淀。室溫下，除去MnS04溶液中的

Fe3+、AI3+(使其濃度均小于1x10-6mol-L-1),需調(diào)節(jié)溶液pH范圍為

［解析］全部轉化為FeCOHJs時，=、'；：：：：

="xio-u思瑟I/)Af-全部轉化為可④為；時，c(OIT)=:歷畫雪應=

\jc(Al)

3/ixIO-33

A-=lX10'#molL-1,故AF\Fe3-完全沉淀時，溶液中OIT的最小濃度

/-1-X--1-0--6

應為1X10-931/1,即pH最小應為5.0,因為Mn(OH)2沉淀時的散小pH為7.1,

故除去MnSOa溶液中的Fe"、Al3',應調(diào)節(jié)溶液至5.0<pH<7.1。

［答案］5.(XPH<7.1

類型4水解平衡常數(shù)

1.概念：水解平衡也是一種化學平衡，其平衡常數(shù)即水解常數(shù)。

-

2.表達式：如醋酸鈉溶液中，CH3COO-(ag)+H:O(l)=CH3COOH(aa)+OH

C(CH3C00H)XC(0H-)二心,區(qū)。

c(CH；COO-)

3.影響因素：溫度(升溫，Kh增大)。

4.Kh與Kw、Ka、Kb、Ksp之間的關系

(1)一元弱酸一元強堿鹽：Kh=Kw/Ka;

(2)一元強酸一元弱堿鹽：Kh=Kw/Kb;

(3)一元弱酸一元弱堿鹽，如醋酸筱：Kh=Kw/(KaxKb);

(4)多元弱堿一元強酸鹽，如氯化鐵：

Fe3+(aq)+3H2O(l)==Fe(OH)3(s)+3H+(aq)

水是純液體，F(xiàn)e(0H)3是固體物質(zhì)不列入平衡常數(shù)。

Kh=c3(H+)/c(Fe3+)o

將Keq\o\al(3,w)=c3(H+)xC3(0H-)與Ksp=c(Fe3+)xC3(0H-)兩式相比

消去c3(0H-),所以，Kh=Keq\o\al(3,w)/Kspo

5.?？碱}型

(1)考查鹽溶液的性質(zhì)(酸、堿性等)。

(2)考查對應弱酸的相對強弱。

(3)有關計算(計算Kh、濃度、pH等)。

［對點訓練］

10.已知：25°C時醋酸的電離平衡常數(shù)：

Ka(CH3COOH)=1.8x10-5,水的離子積常數(shù)：Kw=c(H+)c(OH-)=lxl0

-14。則25。(2時,0.1mol-L-1CH3COONa水溶液中，c(OH-)約為(已知：

eq\r(1.8)~1.34)()

A.1x10-7mol/LB.1.8x10-6mol/L

C.7.5x10-6mol/LD.7.5x10-5mol/L

C［本題設計的意圖是利用數(shù)學關系巧妙代換求出水解平衡常數(shù)，靈活地考查了

水解平衡常數(shù)與電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)之間的關系。分析如下：

-

CH3COO+H2OCH3COOH+OH

起始：0100

改變：XXX

平衡：(0.1—x)xX

_c(CH3coOH)

cCCHjCOO")Ka

即上=1X10%

0.1-x1-8X10-5

因CH3coONa的水解程度很小，則(0.1—上式可變?yōu)?/p>

0.11.8X10-5

11.25。(:時，H2so3==HSOeq\o\al(-,3)+H+的電離常數(shù)Ka=lxlO-2,

則該溫度下NaHS03水解反應的平衡常數(shù)Kh=,若向NaHS03溶液

中加入少量的12,則溶液中

C(H2so3)

c(HS0r)

將(填"增大""減小"或"不變

［解析］HfCh