(新课标)高考化学总复习高频考点微专题(十)四大平衡常数的应用讲义

四大平衡常数的应用（建议用时：40分钟）（对应考点集训第270页）角度1　水的离子积常数1.关于35 ℃的0.1 mol·L－1NaOH溶液，以下表述错误的是（　　）A.Kw＞1×10－14B.水电离的c（H＋）＞1×10－13mol·L－1C.pH＞13D.c（OH－）＝c（H＋）＋c（Na＋）C　[温度升高，Kw变大，A正确；NaOH溶液中的H＋全部来于H2O的电离，c（OH－）＝0.1 mol·L－1，c（H＋）＝＞ mol·L－1＝10－13mol·L－1，B正确；pH＝－lg c（H＋），则pH＜13，C错误；根据电荷守恒有c（OH－）＝c（H＋）＋c（Na＋），D正确]2.T ℃时，纯水的pH约为6.5该温度下，0.01 mol·L－1 HA溶液中c（H＋）/c（OH－）＝105，向10 mL该溶液中逐滴加入0.01 mol·L－1MOH溶液（已知MOH的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5），在滴加过程中，下列有关叙述中正确的是（　　）A.HA的电离平衡常数为Ka＝1.0×10－7B.当滴加10 mL MOH溶液时，所得溶液呈酸性C.当滴入20 mL MOH溶液时，溶液中有：c（MOH）＋2c（OH－）＝c（A－）＋c（H＋）＋2c（HA）D.当滴入少量的MOH溶液时，促进了HA的电离，溶液的pH升高，且随着MOH量的增加c（A－）/c（HA）的值增大D　[T ℃时，纯水的pH约为6.5。

该温度下，Kw＝1.0×10－130.01 mol·L－1HA溶液中c（H＋）/c（OH－）＝105＝＝，因此c（H＋）＝1.0×10－4，则HA的电离平衡常数为Ka＝＝×10－4，A错误；当滴加10 mL MOH溶液时，所得溶液中含有MA，根据二者的电离平衡常数，该盐属于强碱弱酸盐，所得溶液呈碱性，B错误；当滴入20 mL MOH溶液时，所得溶液中含有等物质的量的MA和MOH，溶液中有c（MOH）＋2c（OH－）＝2c（H＋）＋c（M＋），C错误；HA为弱酸，当滴入少量的MOH溶液时，溶液中的c（H＋）减小，溶液的pH升高，促进HA的电离，c（A－）增大，c（HA）减小，c（A－）/c（HA）的值增大，D正确]角度2　电离平衡常数3.（2019·淮北模拟）已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表：弱酸化学式HAH2B电离平衡常数（25 ℃）Ka＝1.7×10－6K1＝1.3×10－3K2＝5.6×10－8则下列有关说法正确的是（　　）A.等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（Na2B）＞pH（NaHB）＞pH（NaA）B.将a mol·L－1的HA溶液与a mol·L－1的NaA溶液等体积混合，混合液中：c（Na＋）＞c（A－）C.向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为B2－＋2HA===2A－＋H2BD.NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为c（Na＋）＞c（HB－）＞c（B2－）＞c（H2B）D　[由于酸性H2B＞HA＞HB－，水解程度HB－＜A－＜B2－，所以等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（Na2B）＞pH（NaA）＞pH（NaHB），A错误；因为KaKh＝Kw，Ka＝1.7×10－6，所以Ka＞Kh，将a mol·L－1的HA溶液与a mol·L－1的NaA溶液等体积混合，HA的电离程度大于NaA的水解程度，混合液中：c（A－）＞c（Na＋），B错误；向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为B2－＋HA===A－＋HB－，C错误；由于K1＝1.3×10－3，NaHB的电离程度大于其水解程度，所以c（Na＋）＞c（HB－）＞c（B2－）＞c（H2B），D正确。

]4.已知下表为25 ℃时某些弱酸的电离平衡常数依据所给信息判断，下列说法正确的是CH3COOHHClOH2CO3Ka＝1.8×10－5Ka＝3.0×10－8Ka1＝4.4×10－7Ka2＝4.7×10－11A.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋COB.相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合溶液中，c（CH3COOH）＋c（HClO）＝c（OH－）－c（H＋）C.25 ℃时，0.10 mol·L－1Na2CO3溶液通入CO2至溶液的pH＝7时，溶液中：c（Na＋）＝c（CO）＋c（HCO）＋c（H2CO3）D.向0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中加入少量水，溶液中增大B　[根据电离平衡常数可知酸性强弱顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO根据较强酸制备较弱酸可知向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO，A错误；相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合溶液中存在物料守恒：c（CH3COOH）＋c（HClO）＝c（Na＋）－c（CH3COO－）＋c（ClO－），根据电荷守恒可知c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（ClO－）＋c（OH－），因此存在c（CH3COOH）＋c（HClO）＝c（OH－）－c（H＋），B正确；25 ℃时，0.10 mol·L－1Na2CO3溶液通入CO2至溶液的pH＝7时，溶液是NaHCO3和碳酸的混合溶液中，则溶液中：c（Na＋）＜c（CO）＋c（HCO）＋c（H2CO3），C错误；向0.1 mol·L－1CH3COONa溶液中加入少量水，溶液中＝Ka/Kw，温度不变，比值不变，D错误。

]5.已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c（H＋）＝　　　　mol·L－1已知≈2.36）[解析]　Kh＝＝，c（H＋）≈c（NH3·H2O），而c（NH）≈1 mol·L－1所以c（H＋）＝＝mol·L－1≈2.36×10－5mol·L－1[答案]　2.36×10－5角度3　水解平衡常数6.常温常压下，丙二酸（HOOCCH2COOH）的电离常数为Ka1＝1.4×10－3，Ka1＝2.0×10－6向10 mL某浓度的丙二酸溶液中滴加0.2 mol·L－1NaOH溶液，在滴加过程中下列有关说法不正确的是（　　）A.在中和反应未完成前随着NaOH溶液的滴加，－OOCCH2COO－的物质的量浓度逐渐升高B.若滴入的NaOH溶液的体积为10 mL时溶液温度最高，则丙二酸的物质的量浓度＝0.1 mol·L－1C.在丙二酸未完全中和前，随着NaOH的滴加，水的电离程度逐渐增大D.若忽略丙二酸氢根离子的电离和水解，丙二酸根离子的水解常数约为7.14×10－12D　[根据丙二酸的电离平衡常数可知，丙二酸属于弱酸在中和反应未完成前随着NaOH溶液的滴加，丙二酸逐渐转化为丙二酸钠，－OOCCH2COO－的物质的量浓度逐渐升高，A正确；若滴入的NaOH溶液的体积为10 mL时，溶液温度最高，说明中和反应恰好完全进行，则丙二酸的物质的量浓度＝×0.2 mol·L－1＝0.1 mol·L－1，B正确；在丙二酸未完全中和前，随着NaOH的滴加，丙二酸电离的氢离子浓度逐渐减小，对水的电离的抑制程度逐渐减小，水的电离程度逐渐增大，C正确；若忽略丙二酸氢根离子的电离和水解，丙二酸根离子的水解常数Kh＝＝＝5.0×10－9，D错误。

]7.25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝　　　　，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中将　　　　（填“增大”“减小”或“不变”）[解析]　Ka＝Kh＝＝＝＝＝1×10－12HSO＋H2OH2SO3＋OH－，当加少量I2时，发生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO，导致水解平衡左移，c（H2SO3）稍减小，c（OH－）减小，所以＝增大[答案]　1×10－12　增大8.已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－51）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，c（CN－）　　　　（填“＞”“＜”或“＝”）c（HCN）该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。

2）常温下，若将c mol·L－1盐酸与0.62 mol·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－）＝1.61×10－5，由此可求出Ka（HCN）≈6.2×10－10，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c（OH－）大于电离生成的c（H＋），混合溶液显碱性，且c（CN－）＜c（HCN）2）当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中c（K＋）＝c（CN－）＋c（Cl－），由物料守恒得c（HCN）＝c（K＋）－c（CN－）＝c（Cl－）＝0.5c mol·L－1，由CN－＋H2OHCN＋OH－得Kh＝＝＝1.61×10－5，解得c≈0.616 2[答案]　（1）碱　＜　c（Na＋）＞c（CN－）＞c（OH－）＞c（H＋）　（2）0.616 2角度4　难溶电解质的溶度积常数9.已知25 ℃时，Ka（HF）＝6.0×10－4，Ksp（MgF2）＝5.0×10－11现向1 L 0.2 mol·L－1HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1MgCl2溶液下列说法中正确的是（　　）A.25 ℃时，0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＝1B.0.2 mol·L－1MgCl2溶液中离子浓度关系为2c（Mg2＋）＝c（Cl－）＞c（H＋）＝c（OH－）C.2HF（aq）＋Mg2＋（aq）MgF2（s）＋2H＋（aq），该反应的平衡常数K＝1.2×107D.该反应体系中有MgF2沉淀生成D　[A项，HF是弱酸，25 ℃时，0.1 mol·L－1HF溶液中pH＞1，错误；B项，MgCl2属于强酸弱碱盐，离子浓度关系为c（Cl－）＞2c（Mg2＋）＞c（H＋）＞c（OH－），错误；C项，2HF（aq）＋Mg2＋（aq）MgF2（s）＋2H＋（aq），该反应的平衡常数K＝K（HF）/Ksp（MgF2）＝7.2×103，错误；D项，该反应体系中c（Mg2＋）·c2（F－）＞Ksp（MgF2），有MgF2沉淀生成，正确。

]10.（2018·济宁模拟）已知常温下，Ksp（AgCl）＝1.8×10－10，Ksp（AgBr）＝5×10－13，下列有关说法错误的是（　　）A.在饱和AgCl、AgBr的混合溶液中：＝360B.向AgCl悬浊液中滴加浓NaBr溶液会产生淡黄色沉淀C.AgCl在水中溶解度及Ksp均比在NaCl溶液中的大D.欲用1 L NaCl溶液将0.01 mol AgBr转化为AgCl，则c（NaCl）≥3.61 mol·L－1[答案]　C角度5　四大平衡常数的综合应用11.下列关于化学平衡常数（K）、电离平衡常数（Ka。