高考化學一輪復習 第8章 物質在水溶液中的行為 突破全國卷專題講座（八）四大平衡常數(shù)的綜合應用學案 魯科版-魯科版高三全冊化學學案

突破全國卷專題講座(八)四大平衡常數(shù)的綜合應用[備考分析]從近幾年的高考中發(fā)現(xiàn)，電離平衡常數(shù)和沉淀溶解平衡常數(shù)也漸有“升溫”的表現(xiàn)，因此，可以預測平衡常數(shù)(電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、水解平衡常數(shù)、溶度積常數(shù))在今后的高考中，將繼續(xù)成為高考的重點及熱點。[解題策略]1．四大平衡常數(shù)的表達式符號適用體系平衡關系式(實例)及平衡常數(shù)表達式水的離子積常數(shù)KW任意水溶液H2OH＋＋OH－KW＝[H＋]·[OH－]弱電解質電離平衡常數(shù)Ka或Kb弱酸或弱堿溶液HFH＋＋F－Ka＝eq\f([H＋]·[F－],[HF])鹽的水解平衡常數(shù)Kh弱離子的鹽溶液CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝eq\f([CH3COOH]·[OH－],[CH3COO－])溶度積常數(shù)Ksp難溶電解質Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)Ksp[Mg(OH)2]＝[Mg2＋]·[OH－]22.相關規(guī)律(1)Qc與K的關系：二者表達式相同，若Qc<K，平衡正向移動；若Qc＝K，平衡不移動；若Qc>K，平衡逆向移動。(2)平衡常數(shù)都只與溫度有關，溫度不變，平衡常數(shù)不變。升高溫度，Ka(或Kb)、KW、Kh均增大，而Ksp一般會增大。(3)Ka(或Kb)、Kh、KW三者的關系式為Kh＝eq\f(KW,Ka(或Kb))。[突破訓練]1．已知25℃時，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝1.8×10－5mol·L－1，該溫度下1mol·L－1的NH4Cl溶液中[H＋]＝________mol·L－1。(已知eq\r(5.56)≈2.36)解析：Kh＝eq\f([H＋]·[NH3·H2O],[NHeq\o\al(＋,4)])＝eq\f(KW,Kb)，[H＋]≈[NH3·H2O]，而[NHeq\o\al(＋,4)]≈1mol·L－1。所以[H＋]＝eq\r(Kh)＝eq\r(\f(10－14,1.8×10－5))mol·L－1≈2.36×10－5mol·L－1。答案：2.36×10－52．常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過程中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動。試計算所得溶液中eq\f([SOeq\o\al(2－,3)],[HSOeq\o\al(－,3)])＝________。(常溫下H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝1.0×10－2mol·L－1，Ka2＝6.0×10－8mol·L－1)解析：NaOH電離出的OH－抑制水的電離平衡，Na2SO3電離出的SOeq\o\al(2－,3)水解促進水的電離平衡。SOeq\o\al(2－,3)＋H2OHSOeq\o\al(－,3)＋OH－Kh＝eq\f([HSOeq\o\al(－,3)]·[OH－],[SOeq\o\al(2－,3)])＝eq\f(KW,Ka2)＝eq\f(10－14mol2·L－2,6.0×10－8mol·L－1)所以eq\f([SOeq\o\al(2－,3)],[HSOeq\o\al(－,3)])＝eq\f(10－5,\f(10－14,6.0×10－8))＝60。答案：向右603．已知常溫下CN－的水解常數(shù)Kh＝1.61×10－5mol·L－1。(1)常溫下，含等物質的量濃度的HCN與NaCN的混合溶液顯______(填“酸”“堿”或“中”)性，[CN－]________(填“＞”“＜”或“＝”)[HCN]。該溶液中各離子濃度由大到小的順序為________________________________________________________________________。(2)常溫下，若將cmol·L－1鹽酸與0.62mol·L－1KCN溶液等體積混合后恰好得到中性溶液，則c＝__________(小數(shù)點后保留4位數(shù)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－的水解能力強于HCN的電離能力，由于NaCN與HCN的物質的量相等，故水解產生的[OH－]大于電離生成的[H＋]，混合溶液顯堿性，且[CN－]＜[HCN]。(2)當溶液顯中性時，由電荷守恒知溶液中[K＋]＝[CN－]＋[Cl－]，由物料守恒得[HCN]＝[K＋]－[CN－]＝[Cl－]＝0.5cmol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝eq\f([OH－]·[HCN],[CN－])＝eq\f(1.0×10－7×0.5c,0.31－0.5c)mol·L－1＝1.61×10－5mol·L－1，解得c≈0.6162。答案：(1)堿＜[Na＋]＞[CN－]＞[OH－]＞[H＋](2)0.61624．已知25℃時，Ksp[Fe(OH)3]＝8×10－39mol4·L－4，該溫度下反應Fe(OH)3＋3H＋Fe3＋＋3H2O的平衡常數(shù)為________________________________________________________________________(列式并計算)。向0.001mol·L－1FeCl3溶液中通入氨氣(體積變化忽略不計)，開始沉淀時溶液的pH為________(lg5＝0.7)。解析：該反應的平衡常數(shù)K＝eq\f([Fe3＋],[H＋]3)＝eq\f([Fe3＋]·[OH－]3,[H＋]3·[OH－]3)＝eq\f(Ksp[Fe(OH)3],Keq\o\al(3,W))＝eq\f(8×10－39,10－14×3)mol－2·L2＝8×103mol－2·L2。開始沉淀時[OH－]＝eq\r(3,\f(Ksp[Fe(OH)3],[Fe3＋]))＝eq\r(3,\f(8×10－39,0.001))mol·L－1＝2×10－12mol·L－1，故pH＝－lg[H＋]＝－lg(5×10－3)＝2.3。答案：K＝eq\f([Fe3＋],[H＋]3)＝eq\f(Ksp[Fe(OH)3],Keq\o\al(3,W))＝eq\f(8×10－39,10－14×3)mol－2·L2＝8×103mol－2·L22.35．(2018·大同模擬)電解質溶液中蘊含著很多的原理知識，請回答下列問題：(1)常溫下，取pH＝2的鹽酸和醋酸溶液各100mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應過程中兩溶液的pH變化如圖所示。則圖中表示醋酸溶液pH變化曲線的是________(填“A”或“B”)。設鹽酸中加入Zn的質量為m1，醋酸溶液中加入Zn的質量為m2。則m1________(填“<”“＝”或“>”)m2。(2)已知：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，某溫度下Ksp＝[Mg2＋]·[OH－]2＝2×10－11mol3·L－3。若該溫度下某MgSO4溶液里[Mg2＋]＝0.002mol·L－1，如果要生成Mg(OH)2沉淀，應調整溶液pH，使[OH－]大于________；該溫度下電離常數(shù)Kb(NH3·H2O)＝2×10－5mol·L－1，在0.2L的0.002mol·L－1MgSO4溶液中加入等體積的0.1mol·L－1的氨水溶液，則________(填“有”或“無”)Mg(OH)2沉淀生成。(3)常溫下，某純堿(Na2CO3)溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色，則該溶液呈________性。在分析該溶液遇酚酞呈紅色原因時，甲同學認為是配制溶液所用的純堿樣品中混有NaOH所致；乙同學認為是溶液中Na2CO3電離出的COeq\o\al(2－,3)水解所致。請你設計一個簡單的實驗方案對甲和乙兩位同學的說法給予評判(包括操作、現(xiàn)象和結論)：________________________________________________________________________。解析：(1)由于鹽酸和醋酸溶液的pH＝2，意味著[H＋]相等，與鋅粒反應，開始時速率相等，隨著反應進行，醋酸為弱酸，不斷電離出H＋，[H＋]減小速度較慢，應為曲線B；由于最終溶液的pH＝4，消耗的H＋相等，加入醋酸中Zn的質量大于加入鹽酸中的。(2)根據(jù)題意，由Ksp[Mg(OH)2]＝[Mg2＋]·[OH－]2＝2×10－11mol3·L－3＝0.002mol·L－1×[OH－]2，計算得[OH－]＝1×10－4mol·L－1。混合后[Mg2＋]＝0.001mol·L－1，[OH－]≈eq\r(Kb[NH3·H2O])＝eq\r(2×10－5×0.05)mol·L－1＝0.001mol·L－1，[Mg2＋]·[OH－]2＝10－9mol3·L－3>Ksp，有Mg(OH)2沉淀生