2019版高考化学一轮复习第8章物质在水溶液中的行为突破全国卷专题讲座(八)四大平衡常数的综合应用学

309教育网突破全国卷专题讲座(八)四大平衡常数的综合应用[备考分析]从近几年的高考中发现，电离平衡常数和沉淀溶解平衡常数也渐有“升温”的表现，因此，可以预测平衡常数(电离平衡常数、水的离子积常数、水解平衡常数、溶度积常数)在今后的高考中，将继续成为高考的重点及热点。[解题策略]1．四大平衡常数的表达式符号适用体系平衡关系式(实例)及平衡常数表达式水的离子积常数KW任意水溶液H2OH＋＋OH－KW＝[H＋]·[OH－]弱电解质电离平衡常数Ka或Kb弱酸或弱碱溶液HFH＋＋F－Ka＝[H＋]·[F－][HF]盐的水解平衡常数Kh弱离子的盐溶液CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝[CH3COOH]·[OH－][CH3COO－]溶度积常数Ksp难溶电解质Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)Ksp[Mg(OH)2]＝[Mg2＋]·[OH－]22.相关规律(1)Qc与K的关系：二者表达式相同，若QcK，平衡正向移动；若Qc＝K，平衡不移动；若QcK，平衡逆向移动。(2)平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。升高温度，Ka(或Kb)、KW、Kh均增大，而Ksp一般会增大。(3)Ka(或Kb)、Kh、KW三者的关系式为Kh＝KWKa(或Kb)。[突破训练]1．已知25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5mol·L－1，该温度下1mol·L－1的NH4Cl溶液中[H＋]＝________mol·L－1。(已知5.56≈2.36)解析：Kh＝[H＋]·[NH3·H2O][NH＋4]＝KWKb，[H＋]≈[NH3·H2O]，而[NH＋4]≈1mol·L－1。所以[H＋]＝Kh＝10－141.8×10－5mol·L－1≈2.36×10－5mol·L－1。答案：2.36×10－52．常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算所得溶液中[SO2－3][HSO－3]＝________。(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2mol·L－1，Ka2＝6.0×10－8mol·L－1)解析：NaOH电离出的OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3电离出的SO2－3水解促进水的电离平衡。SO2－3＋H2OHSO－3＋OH－309教育网＝[HSO－3]·[OH－][SO2－3]＝KWKa2＝10－14mol2·L－26.0×10－8mol·L－1所以[SO2－3][HSO－3]＝10－510－146.0×10－8＝60。答案：向右603．已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5mol·L－1。(1)常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显______(填“酸”“碱”或“中”)性，[CN－]________(填“＞”“＜”或“＝”)[HCN]。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________。(2)常温下，若将cmol·L－1盐酸与0.62mol·L－1KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝__________(小数点后保留4位数字)。解析：(1)Kh(CN－)＝1.61×10－5mol·L－1，由此可求出Ka(HCN)≈6.2×10－10mol·L－1，故CN－的水解能力强于HCN的电离能力，由于NaCN与HCN的物质的量相等，故水解产生的[OH－]大于电离生成的[H＋]，混合溶液显碱性，且[CN－]＜[HCN]。(2)当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中[K＋]＝[CN－]＋[Cl－]，由物料守恒得[HCN]＝[K＋]－[CN－]＝[Cl－]＝0.5cmol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝[OH－]·[HCN][CN－]＝1.0×10－7×0.5c0.31－0.5cmol·L－1＝1.61×10－5mol·L－1，解得c≈0.6162。答案：(1)碱＜[Na＋]＞[CN－]＞[OH－]＞[H＋](2)0.61624．已知25℃时，Ksp[Fe(OH)3]＝8×10－39mol4·L－4，该温度下反应Fe(OH)3＋3H＋Fe3＋＋3H2O的平衡常数为________________________________________________________________________(列式并计算)。向0.001mol·L－1FeCl3溶液中通入氨气(体积变化忽略不计)，开始沉淀时溶液的pH为________(lg5＝0.7)。解析：该反应的平衡常数K＝[Fe3＋][H＋]3＝[Fe3＋]·[OH－]3[H＋]3·[OH－]3＝Ksp[Fe(OH)3]K3W＝8×10－3910－14×3mol－2·L2＝8×103mol－2·L2。开始沉淀时[OH－]＝3Ksp[Fe(OH)3][Fe3＋]＝38×10－390.001mol·L－1＝2×10－12mol·L－1，故pH＝－lg[H＋]＝－lg(5×10－3)＝2.3。答案：K＝[Fe3＋][H＋]3＝Ksp[Fe(OH)3]K3W＝8×10－3910－14×3mol－2·L2＝8×103mol－2·L22.35．(2018·大同模拟)电解质溶液中蕴含着很多的原理知识，请回答下列问题：309教育网(1)常温下，取pH＝2的盐酸和醋酸溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图所示。则图中表示醋酸溶液pH变化曲线的是________(填“A”或“B”)。设盐酸中加入Zn的质量为m1，醋酸溶液中加入Zn的质量为m2。则m1________(填“”“＝”或“”)m2。(2)已知：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，某温度下Ksp＝[Mg2＋]·[OH－]2＝2×10－11mol3·L－3。若该温度下某MgSO4溶液里[Mg2＋]＝0.002mol·L－1，如果要生成Mg(OH)2沉淀，应调整溶液pH，使[OH－]大于________；该温度下电离常数Kb(NH3·H2O)＝2×10－5mol·L－1，在0.2L的0.002mol·L－1MgSO4溶液中加入等体积的0.1mol·L－1的氨水溶液，则________(填“有”或“无”)Mg(OH)2沉淀生成。(3)常温下，某纯碱(Na2CO3)溶液中滴入酚酞，溶液呈红色，则该溶液呈________性。在分析该溶液遇酚酞呈红色原因时，甲同学认为是配制溶液所用的纯碱样品中混有NaOH所致；乙同学认为是溶液中Na2CO3电离出的CO2－3水解所致。请你设计一个简单的实验方案对甲和乙两位同学的说法给予评判(包括操作、现象和结论)：________________________________________________________________________。解析：(1)由于盐酸和醋酸溶液的pH＝2，意味着[H＋]相等，与锌粒反应，开始时速率相等，随着反应进行，醋酸为弱酸，不断电离出H＋，[H＋]减小速度较慢，应为曲线B；由于最终溶液的pH＝4，消耗的H＋相等，加入醋酸中Zn的质量大于加入盐酸中的。(2)根据题意，由Ksp[Mg(OH)2]＝[Mg2＋]·[OH－]2＝2×10－11mol3·L－3＝0.002mol·L－1×[OH－]2，计算得[OH－]＝1×10－4mol·L－1。混合后[Mg2＋]＝0.001mol·L－1，[OH－]≈Kb[NH3·H2O]＝2×10－5×0.05mol·L－1＝0.001mol·L－1，[Mg2＋]·[OH－]2＝10－9mol3·L－3Ksp，有Mg(OH)2沉淀生成。(3)由于CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－，显碱性。为了验证其结论，采取的实验方案为向红色溶液中加入足量BaCl2溶液，如果溶液还显红色说明甲正确，如果溶液红色褪去说明乙正确。答案：(1)B(2)1×10－4mol·L－1有(3)碱向红色溶液中加入足量BaCl2溶液，如果溶液还显红色说明甲正确，如果溶液红色褪去说明乙正确