2022年高考化学二轮复习核心素养提升29 四大平衡常数 (含解析)

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

2.“四大常数”间的两大等式关系

(1)KW、Ka(Kb)、Ksp、Kh之间的关系

①一元弱酸强碱盐：Kh＝KW/Ka；

②一元弱碱强酸盐：Kh＝KW/Kb；

③多元弱碱强酸盐，如氯化铁：

Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)

Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。

将(KW)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(KW)3/Ksp。

(2)M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间关系，M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq)

Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝()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＋)＝mol·L－1，说明该溶液呈中性(Kw为该温度时水的离子积常数)

B.由水电离出的c(H＋)＝10－12mol·L－1的溶液中：Na＋、Ba2＋、HCO、Cl－可以大量共存

C.已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12，向含有Cl－、CrO且浓度均为0.010 mol·L－1溶液中逐滴加入0.010 mol·L－1的AgNO3溶液时，CrO先产生沉淀

D.常温下pH＝7的CH3COOH和NaOH混合溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)

解析　该混合溶液中c(H＋)＝ mol·L－1，可得c2(H＋)＝KW＝c(H＋)·c(OH－)，

c(H＋)＝c(OH－)，则溶液呈中性，A正确；由水电离出的c(H＋)＝10－12mol·L－1的溶液中，存在大量H＋或OH－，HCO在溶液中一定不能大量共存，B错误；析出沉淀时，AgCl溶液中c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝1.56×10－8mol·L－1，Ag2CrO4溶液中c(Ag＋)＝＝mol·L－1＝3×10－5mol·L－1，所需c(Ag＋)越小，则先生成沉淀，两种阴离子产生沉淀的先后顺序为Cl－、CrO，即Cl－先产生沉淀，C错误；D.常温下pH＝7的CH3COOH和NaOH混合溶液中，c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可知：c(Na＋)＝

c(CH3COO－)，D错误。

答案　A

2.室温下，H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2、Ka2＝1.0×10－7。

(1)该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh＝________，NaHSO3溶液的pH________(填“＞”、“＜”或“＝”)7；若向NaHSO3溶液中加入少量I2，则溶液中将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。

(2)0.1 mol/L Na2SO3溶液的pH＝________，从平衡移动的角度解释SO的Kh1＞Kh2。________________________________________________________________。

解析　(1)Ka1＝，由HSO＋H2OH2SO3＋OH－，Kh＝＝＝＝1.0×10－12＜Ka2，这说明HSO的电离能力强于水解能力，故溶液显酸性，pH＜7；当加入少量I2时，＋4价的硫元素被氧化，溶液中有硫酸(强酸)生成，导致溶液的酸性增强，

c(H＋)增大，c(OH－)减小，但因温度不变，故Kh不变，则增大。(2)同理可求出Kh1＝＝1.0×10－7，Na2SO3溶液的碱性主要由SO的一级水解决定，设溶液中c(OH－)＝x mol/L，则c(HSO)≈x mol/L、c(SO)＝0.1 mol/L－x mol/L≈0.1 mol/L，利用水解平衡常数易求出x＝1.0×10－4 mol/L，pH＝10。一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用，导致二级水解程度降低。

答案　(1)1.0×10－12　＜　增大

(2)10　一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用

3.(2018·湖北联考)已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、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________(双选；填选项字母)。

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，CH3COOH在水中的Ka大于在饱和CH3COONa溶液中的Ka

d.一定温度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh

(2)25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。

(3)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2mol·L－1，则该温度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝________。

(4)高炉炼铁中发生的反应有

FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(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(CO2)＝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“＝”)。

(5)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分别为8.0×10－38、1.0×10－11，向浓度均为0.1 mol·L－1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入碱液，要使Fe3＋完全沉淀而Mg2＋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10－5mol·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，CH3COOH的电离常数不变，c选项错误。(2)根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以

c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。Kb＝＝＝。(3)由Ka＝，代入数据得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。(4)根据方程式可得K＝；设开始时c(CO)＝a mol·L－1，平衡时c(CO2)＝b mol·L－1，则＝0.25，得a＝5b，则平衡时CO的转化率为＝×100%＝20%；Qc＝＝0.20<0.25，故v正>v逆。(5)Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)，Fe3＋完全沉淀时c3(OH－)＝，得c(OH－)＝2×10－11mol·L－1，pH＝3.3，Mg(OH)2开始沉淀时c2(OH－)＝＝1.0×10－10，得c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，pH＝9，调节pH范围为[3.3，9)。

答案　(1)ad　(2)中　　(3)0.01 mol·L－1

(4)　20%　>　(5)[3.3，9)