2023屆新高考化學(xué)選考一輪總復(fù)習(xí)學(xué)案-專題突破5　四大平衡常數(shù)的相互關(guān)系及應(yīng)用

專題突破5四大平衡常數(shù)的相互關(guān)系及應(yīng)用一、四大平衡常數(shù)的比較概念表達(dá)式影響因素水的離子積常數(shù)(Kw)一定溫度下,水或稀溶液中H+和OH-的濃度積是一個(gè)常數(shù)Kw=c(OH-)·c(H+)只與溫度有關(guān),溫度升高,Kw增大電離常數(shù)(Ka、Kb)在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí),弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度(冪)的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)(1)對(duì)于一元弱酸HA:HAH++A-,電離常數(shù)Ka=c(2)對(duì)于一元弱堿BOH:BOHB++OH-,電離常數(shù)Kb=c只與溫度有關(guān),溫度升高,K增大鹽的水解常數(shù)(Kh)—對(duì)于一般的可逆反應(yīng):A-+H2OHA+OH-,在一定溫度下達(dá)到平衡時(shí):Kh=c只與溫度有關(guān),溫度升高,Kh增大溶度積常數(shù)(Ksp)在一定溫度下,在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中,各離子濃度(冪)之積為一常數(shù)MmAn的飽和溶液:Ksp=cm(Mn+)·cn(Am-)只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)二、四大平衡常數(shù)的應(yīng)用1.判斷平衡移動(dòng)方向(1)Q與K的關(guān)系兩者表達(dá)式相同,若Q<K,平衡正向移動(dòng);若Q=K,平衡不移動(dòng);若Q>K,平衡逆向移動(dòng)。(2)Q與Ksp的關(guān)系當(dāng)Q>Ksp時(shí),溶液過飽和,有沉淀析出,直至溶液飽和,達(dá)到新的平衡;當(dāng)Q=Ksp時(shí),溶液飽和,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài);當(dāng)Q<Ksp時(shí),溶液未飽和,無沉淀析出,若加入過量難溶電解質(zhì),難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。2.溶液中離子濃度比值大小的判斷如將醋酸溶液加水稀釋,在稀釋過程中,c(H+)減小,由于電離平衡常數(shù)為c(H+3.利用Ksp計(jì)算沉淀轉(zhuǎn)化時(shí)的平衡常數(shù)AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq)反應(yīng)的平衡常數(shù)K=c(Cl4.利用四大平衡常數(shù)進(jìn)行有關(guān)的計(jì)算類型一Ka(或Kb)、Kw、Kh的關(guān)系及應(yīng)用[典例1](2021·學(xué)軍中學(xué)月考)25℃時(shí),某混合溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1mol/L,lgc(CH3COOH)、lgc(CH3COO-)、lgc(H+)和lgc(OH-)隨pH變化的關(guān)系如圖所示。Ka為CH3COOH的電離常數(shù),下列說法正確的是()A.O點(diǎn)時(shí),c(CH3COOH)=c(CH3COO-)B.N點(diǎn)時(shí),pOH=14-lgKaC.該體系中,c(CH3COOH)=0.D.pH由7到14的變化過程中,CH3COO-的水解程度始終增大解析:根據(jù)圖像分析可知,隨著pH的增大,氫氧根離子和醋酸根離子的濃度增大,氫離子和醋酸分子的濃度減小,又因pH=7時(shí),氫氧根離子濃度等于氫離子濃度,故可推知,圖中曲線1為lgc(CH3COO-)隨pH的變化曲線,曲線2為lgc(H+)隨pH的變化曲線,曲線3為lgc(OH-)隨pH的變化曲線,曲線4為lgc(CH3COOH)隨pH的變化曲線。A.根據(jù)上述分析可知,O點(diǎn)為曲線2和曲線3的交點(diǎn),對(duì)應(yīng)的pH=7,得出結(jié)論為c(H+)=c(OH-),錯(cuò)誤;B.N點(diǎn)為曲線1和曲線4的交點(diǎn),lgc(CH3COO-)=lgc(CH3COOH),即c(CH3COO-)=c(CH3COOH),因Ka=c(CH3COO-)·c(H+)c(CH3COOH),代入等量關(guān)系并變形可知pH=-lgKa,可得pOH=14-(-lgKa)=14+lgKa,錯(cuò)誤;C.c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1mol/L,則c(CH3COO-)=0.1mol/L-c(CH答案:CKa(或Kb)、Kw、Kh的關(guān)系式1.一元弱酸酸根離子或弱堿陽離子的Kh=KwKa2.二元弱酸酸根離子的Kh1=KwKa2,Kh2[對(duì)點(diǎn)精練1]25℃時(shí),向NaHCO3溶液中滴入鹽酸,混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是(B)A.25℃時(shí),H2CO3的一級(jí)電離常數(shù)Ka1(H2CO3)=1×10-6.4B.圖中M點(diǎn)時(shí),2.6c(H2CO3)=c(HCO3C.25℃時(shí),HCO3-+H2OH2CO3+OH-的水解常數(shù)Kh=1×10D.25℃時(shí),當(dāng)c(H2CO3)=c(解析:A.H2CO3的一級(jí)電離常數(shù)Ka1=c(HCO3-)c(H+)c(H2CO3),據(jù)題圖可知當(dāng)lgc(HCO3-)c(H2CO3)=1時(shí),pH=7.4,即c(HCO3-)c(H2CO3)=10時(shí)c(H+)=10-7.4mol/L,所以Ka1=1KwKa1=1×10-141×10-6.4=1×10-7.6,正確;D.當(dāng)c(H2CO3)=c(HCO3類型二Ka、Kh、Kw、Ksp的關(guān)系及應(yīng)用[典例2](2021·全國乙卷)HA是一元弱酸,難溶鹽MA的飽和溶液中c(M+)隨c(H+)而變化,M+不發(fā)生水解。實(shí)驗(yàn)發(fā)現(xiàn),298K時(shí)c2(M+)～c(H+)為線性關(guān)系,如圖中實(shí)線所示。下列敘述錯(cuò)誤的是()A.溶液pH=4時(shí),c(M+)<3.0×10-4mol·L-1B.MA的溶度積Ksp(MA)=5.0×10-8C.溶液pH=7時(shí),c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)D.HA的電離常數(shù)Ka(HA)≈2.0×10-4解析:HA為弱酸,電離方程式為HAH++A-,電離常數(shù)Ka=c(H+)·c(A-)cc(M+)·c(A-);A-在溶液中發(fā)生水解,水解反應(yīng)的離子方程式為A-+H2OHA+OH-;在MA的飽和溶液中,存在物料守恒c(M+)=c(A-)+c(HA);Ka(HA)=c(H+)·c(A-)c(HA)=c(H+)·c(A-)c(M+)-c5.0×10-8,c(H+)=10×10-5mol·L-1時(shí),c2(M+)=7.5×10-8(mol·L-1)2,則Ksp(MA)Ka(HA)=cKsp(MA)2.5×10-4=5.0×10-82.5×10-4=2.0×10-4。當(dāng)溶液pH=4時(shí),c(H+)=10×10-57.5×10-8mol·L-1<3.0×10-4mol·L-1,A敘述正確;由上述計(jì)算可得Ksp(MA)=5.0×10-8,Ka(HA)=2.0×10-4,B、D敘述正確;c2(M+)～c(H+)為線性關(guān)系,即加入的酸不是HA,應(yīng)為另外一種強(qiáng)酸,則pH=7時(shí)的電荷守恒式c(M+)+c(H+答案:CKa、Kh、Kw、Ksp的關(guān)系換算方法1.Ksp、Kw、Kh的關(guān)系氯化鐵溶液中存在:Fe3+(aq)+3H2O(l)Fe(OH)3(s)+3H+(aq)Kh=c3(H+)c(Fe2.M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH之間的關(guān)系M(OH)n(s)Mn+(aq)+nOH-(aq)Ksp=c(Mn+)·cn(OH-)=c(OH-)n·cn(OH-)=cn3.Ka、Ksp、K的關(guān)系反應(yīng)CdS(s)+2H+(aq)Cd2+(aq)+H2S(aq)的平衡常數(shù)為K,則K=KspK[對(duì)點(diǎn)精練2]關(guān)于沉淀溶解平衡和溶度積常數(shù),下列說法錯(cuò)誤的是(A)A.將飽和Na2SO4溶液加入飽和澄清石灰水中,有白色沉淀產(chǎn)生,說明Ksp[Ca(OH)2]>Ksp(CaSO4)B.已知25℃時(shí),Ksp[Co(OH)2]=2.0×10-15,Ksp[Fe(OH)2]=4.9×10-17,則該溫度下Co(OH)2和Fe(OH)2的混合懸濁液中,c(Fe2+)C.已知25℃時(shí),Ksp[Fe(OH)3]=2.8×10-39,該溫度下反應(yīng)Fe(OH)3+3H+Fe3++3H2O的平衡常數(shù)K=2.8×103D.已知25℃時(shí),Ksp[Mg(OH)2]=5.6×10-12,在MgCl2溶液中加入氨水,有白色沉淀生成,測得混合液的pH=11,則溶液中c(Mg+)=5.6×10-6mol·L-1解析:A.將飽和Na2SO4溶液加入飽和澄清石灰水中,有白色沉淀產(chǎn)生,說明