高中化学复习专题：四大平衡常数的重要应用
高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用2025年高考化学一轮复习
高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用要点归纳1．四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K w任意水溶液温度升高K w增大K w＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp难溶电解质溶液升温，大多数K sp增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)提醒：①四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
②溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp可能变大，也可能变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a(或K b)、K h均变大。
2．四大平衡常数的关系(1)一元弱酸一元强碱盐：K h＝K w/K a。
(2)多元弱酸一元强碱盐(如Na2CO3)：K h1＝K w/K a2K h2＝K w/K a1。
(3)一元强酸一元弱碱盐：K h＝K w/K b。
(4)多元弱碱一元强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。
将K3w＝c3(H＋)·c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝K3w/K sp。
3．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向(2)如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为c(NH＋4)·c(OH－) c(NH3·H2O)，此值不变，故c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大。
微专题 四大平衡常数的计算与应用(原卷版)--2025年高考化学微专题
四大平衡常数的计算与应用考情分析真题精研D ．pH=10时，()()+-13c Ag+c CH COOAg =0.08mol L⋅2．（2024·安徽·高考真题）环境保护工程师研究利用2Na S 、FeS 和2H S 处理水样中的2+Cd 。
已知25℃时，2H S 饱和溶液浓度约为-10.1mol L ⋅，()-6.97a12K H S =10，()-12.90a22K H S =10，-17.20sp K (FeS)=10，-26.10sp K (CdS)=10。
下列说法错误的是A ．2Na S 溶液中：()()()()()+--2-c H+c Na =c OH +c HS +2c S +B ．-120.01mol L Na S ⋅溶液中：()()()()+2---c Na >c S >c OH >c HSC ．向()2+-1c Cd=0.01mol L⋅的溶液中加入FeS ，可使()2+-8-1c Cd <10mol L ⋅D ．向()2+-1c Cd=0.01mol L⋅的溶液中通入2H S 气体至饱和，所得溶液中：()()+2+c H >c Cd注意：(1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
(2)溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp 可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a (或K b )、K h 均变大。
规律·方法·技巧A ．pH=6.5时，溶液中()()2-2+3c CO <c PbB ．()()2+3δPb=δPbCO 时，()2+c Pb <1.010×()-1M lg c /mol L ⋅(M 代表+Ag 、-Cl 或2-4CrO )随加入NaCl 溶液体积(V)的变化关系如图所示（忽略溶液体积变化）。
下列叙述正确的是经典变式练核心知识精炼(1)A、C、B三点均为中性增大(2)D点为酸性溶液,E点为碱性溶液(1)a、c点在曲线上,a→c Na2SO4固体,但K sp不变基础测评1．（2024·陕西商洛·模拟预测）室温下，用-10.1mol L ⋅的二甲胺()32CH NH 溶液(二甲胺在水中的电离与一水合氨相似)滴定-110.00mL0.1mol L ⋅盐酸溶液。
高考化学复习：水溶液中四大平衡常数的综合应用
二、利用电离常数判断化学反应进行的方向 2．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
下列选项错误的是_______a_d______(填字母)。 a．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO2－3 b．2HCOOH＋CO23－===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ c．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
√D．XZ线上任意点均有pH＝7
返回
解析：任何水溶液中都有Kw＝c(H＋)·c(OH－)，因此两条曲线间任一点均 有此关系，A项正确；XZ线上任意点溶液呈中性，M区域在XZ上方均有c(H ＋)<c(OH－)，B项正确；T1时Kw小于T2时Kw，则T1<T2，C项正确；XZ线上任 意点溶液呈中性，但只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时pH＝7，D项错误。
_6_.0_×_1_0_－__3mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1 时，溶液中的 c(SO23－ )/c(HSO－ 3 )＝ __0_._6_2___。 (2)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离的平衡
常数值为_8_.7_×__1_0_－_7(已知：N2H4＋H＋
√B．将表中三种物质与水混合，加热、灼烧，最终的固体产物相同
C．除去粗盐中含有的MgCl2杂质，最佳除杂试剂为Na2CO3溶液
D．
用石
灰水处理含有Mg2＋
和HCO
－ 3
的硬水，发生反应的离子方程式为
高考化学一轮复习四大平衡常数的重要应用
四大平衡常数的重要应用
解析： 3A(g)＋2B(g) 4C(？)＋2D(？) 开始(mol· L－1) 2 1 0 0 转化(mol· L－1) 0.6 0.4 0.8 0.4 － 平衡(mol· L 1) 1.4 0.6 0.8 0.4 设平衡时气体总物质的量浓度为 x mol· L－1，根据压强之比等于 p前 n1 n1 3 5 3 物质的量之比可得： ＝ ，又 ＝x，故 ＝x，可得 x＝2.4， n2 4 p后 n2 从而可知 C 为固体或液体，D 为气体。化学平衡常数表达式为 c2D K＝ 3 ，①错误；B 的转化率为 40%，②错误；该反应 c A· c2B 是一个反应后气体分子数减小的反应，增大压强，平衡向右移 动，平衡常数只与温度有关，温度不变平衡常数不变，③正确； 由于 C 为固体或液体，增加 C 的量，平衡不发生移动，A、B 的转化率不变，④正确。 答案：D
四大平衡常数的重要应用
结 束
题型
一
化学平衡常数
四大平衡常数的重要应用
结 束
1 ．求解平衡常数。 2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度。 常考 3．计算转化率(或产率)。 题型 4．应用平衡常数K判断平衡移动的方向(或放热、 吸热等情况)。 从基础的地方入手，如速率计算、“三段式”的运 用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率 等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平 衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是 在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中 多反思，提高应试能力。
结 束
(1)对于一元弱酸 HA： HA H＋＋A－， 对于一般的可逆 电离常数 反应： MmAn 的饱和 cH＋· cA－ mA(g)＋nB(g) 表 KW＝ Ka＝ 溶液： cHA pC(g)＋qD(g)， － 达 c(OH ) (2)对于一元弱碱 BOH： Ksp＝cm(Mn＋) 在一定温度下达 ＋ 式 · c(H ) ＋ － － BOH B ＋OH ， · cn(Am ) 到平衡时：K＝ 电离常数 cpC· cqD cmA· cnB cB＋· cOH－ Kb＝ cBOH 只与温 影 度有关， 只与难溶电解 只与温度有关，升高温 响 只与温度有关 升高温 质的性质和温 因 度，K 值增大 度，KW 度有关 素 增大
2020高考化学冲刺核心素养专题 四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)的综合应用含解析
核心素养微专题四大平衡常数(K a、K h、K w、K sp)的综合应用1.四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数Kw任意水溶液温度升高,Kw增大Kw=c(OH-)·c(H+)电离常数酸K a弱酸溶液升温,K值增大HA H++A-,电离常数K a= 碱K b弱碱溶液BOH B++OH-,电离常数K b=盐的水解常数Kh盐溶液升温,K h值增大A-+H2OOH-+HA,水解常数K h=溶度积常数Ksp难溶电解质溶液升温,大多数K sp值增大M m A n的饱和溶液:K sp=c m(M n+)·c n(A m-)2.四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向Qc与K的关系平衡移动方向溶解平衡Qc>K逆向沉淀生成Qc=K不移动饱和溶液Qc<K正向不饱和溶液(2)常数间的关系。
①K h=②K h=(3)判断离子浓度比值的大小变化。
如将NH3·H2O溶液加水稀释,c(OH-)减小,由于电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。
(4)利用四大平衡常数进行有关计算。
【典例】(2019·武汉模拟)(1)用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定体积均为20.00 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。
①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②V1和V2的关系:V1________V2(填“>”“=”或“<”)。
(2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为________。
(用含a的代数式表示)。
【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ;②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以。
高三化学一轮复习【四大平衡常数的综合应用】
(4)常温下，0.1 mol·L－1氯化铵溶液pH约为5，在该条件下，氯化铵水解 常数Kh约为_1_.0_×__1_0_－_9_m__o_l·_L_－__1 _。
解析 氯化铵溶液中存在水解平衡：NH＋4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋，0.1 mol·L－1 氯化铵溶液 pH 约为 5，则 c 平(H＋)＝1.0×10－5mol·L－1，则氯化铵水解常数 Kh ＝c平NHc3平·HN2OH4＋·c平H＋≈1.0×10－50×.11.0×10－5 mol·L－1＝1.0×10－9 mol·L－1。
水解反应的平衡常数K＝__K_s_p__(用含Ksp、Kw的代数式表示)。
解析 K＝cc平3平FHe3＋＋＝cc平3平FHe3＋＋··cc3平3平OOHH－－＝KKs3wp。
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3.工业合成氨的反应为N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1 (1)一定温度下，向2 L密闭容器中充入2 mol N2(g)和8 mol H2(g)，反应过 程中氨气物质的量与时间的关系如下表所示：
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③NH4SCN溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为_c_平_(_S_C_N__－_)＞__c__平_(N__H_＋ 4_)_ _＞__c_平_(_H__＋_)_＞__c平__(O__H_－__) _。 解析 由CH3COONH4溶液为中性，Ka(HSCN)＝0.13 mol·L－1＞Ka(CH3COOH) 可知，NH4SCN溶液呈酸性，所以溶液中所有离子浓度由大到小的顺序为 c平(SCN－)＞c平(NH＋ 4 )＞c平(H＋)＞c平(OH－)。
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解析 Ka(HF)＝c平Hc平＋H·cF平F－＝c2平1H.0＋ mol·L－1＝4.0×10－4 mol·L－1， 则 1.0 mol·L－1HF 溶液中氢离子浓度为 2.0×10－2 mol·L－1，所以 pH＝ －lg(2.0×10－2)＝2－lg2≈1.7，HF 和 NaF 的浓度相等，Ka＝4.0×10－4 mol· L－1，Kh＝KKwa ＝4.01×0－1104 －4＝2.5×10－11 mol·L－1，故 HF 的电离程度大于 F－的水解程度，溶液呈酸性。
2020届高三四大平衡常数的应用34PPT
答案：(1) 该反应的K=Ksp·Kβ=1.6×10-7<10-5所以 反应很难进行 (2)AgCl 1.5×10-7 (3)2.7×10-13 >
【加固训练】1.已知25 ℃有关弱酸的电离平衡常数如下：
弱酸化学式
HX
HY
H2CO3
电离平衡常数
7.8×10-9
3.7×10-15
(3)上题C项盐酸与氨水恰好完全反应时，溶液中
[NH
4
]
[Cl ]
>1是否成立？
提示：否。盐酸与氨水恰好完全反应时，溶液为
NH4Cl溶液，由于
NH＋4
发生水解，故
[NH4 ] <1。
[Cl ]
【训练·提升素养】
结合题干信息，进行下列计算
(1)氨水是制备铜氨溶液的常用试剂，通过以下反应及数
(3)已知NaHSO3溶液显酸性。 ①从原理的角度解释原因__。
②在NaHSO3溶液中微粒浓度关系不正确的是_(选填字母)。
A．［Na＋］＝2［SO32］＋［HSO3］ B．［Na＋］［HSO3］［H］［SO32］［OH－］ C．［H2SO3］＋［H］＝［SO32］＋［OH－］ D．［Na＋］＋［H］＝2［SO32］＋［HSO3］＋［OH－］
【解析】(1)根据平衡常数定义，K=[OH-]2× {[Cu(NH3)4]2+}/[NH3·H2O]4=[OH]2×{[Cu(NH3)4]2+}× [Cu2+]/{[NH3·H2O]4 ×[Cu2+]}=Ksp×Kβ=2.2× 10-20×7.24×1012=1.6×10-7<10-5，此反应很难进
K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
人教版 高考化学复习 核心素养微专题7四大平衡常数kakhkwksp的综合应用21
四大平衡常数(Ka 、Kh 、Kw 、Ksp)的综合应用1.四大平衡常数的比较常数 符号适用 体系影响因素 表达式水的离子积常数 K w任意水 溶液温度升高, K w 增大K w =c(OH -)·c(H +) 电离 常数酸K a弱酸溶液升温, K 值增大 HAH ++A -,电离常数K a =碱K b弱碱 溶液BOHB ++OH -,电离常数K b =盐的水 解常数K h 盐溶液升温,K h 值增大A -+H 2OOH -+HA,水解常数K h =溶度 积常数K sp难溶电解质溶液升温,大 多数K sp值增大M m A n 的饱和溶液：K sp =c m(M n+)· c n(A m-)2.四大平衡常数的应用 (1)常数间的关系。
①K h =②K h =(2)判断离子浓度比值的大小变化。
如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释,c(OH -)减小,由于电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。
(3)利用四大平衡常数进行有关计算。
【典例】(1)用0.1 mol ·L -1 NaOH 溶液分别滴定体积均为20.00 mL 、浓度均为0.1 mol ·L -1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH 随加入NaOH 溶液体积而变化的两条滴定曲线。
①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②V1和V2的关系：V1________V2(填“>”“=”或“<”)。
(2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为________。
(用含a的代数式表示)。
【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ；②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以V1<V2；(2)反应平衡时溶液中c(Na+)=c(CH3COO-),依据溶液中电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+ c(CH3COO-),反应后的溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1；假设醋酸和氢氧化钠体积为1 L,得到n(Na+)=0.01 mol,n(CH3COOH)=a mol,反应后溶液中醋酸的电离常数K===。
【高三化学复习】四大平衡常数的应用
7,则[H+]=[OH-],故[Na+]=2N[2O22 ]+[HN2O],2所以
[Na+]>[N
2O
2] +[
2
HN]2。O2
(3)当白色沉淀和黄色沉淀共存时,溶液中连二次硝酸
银和硫酸银均达到饱和,溶液中存在两个溶解平衡:
Ag2N2O2(s)
2Ag+(aq)+N
O2
22
(aq)、Ag2SO4(s)
①含等物质的量浓度HCN、NaCN的混合溶液显______ (填“酸”“碱”或“中”)性,[CN-]______[HCN]。溶 液中各离子浓度由大到小的顺序为___________。 ②若将cmol·L-1的盐酸与0.62 mol·L-1的KCN等体积 混合后恰好得到中性溶液,则c=________。
利用电离平衡常数确定 离子浓度比值的变化
2016·乙·T12,2016·丙·T13
利用水的离子积常数、 水解平衡常数判断溶液 的酸碱性
2016·甲·T26,2015·乙·T13,2 012·乙·T11
NA在工农业生产中的应 用
2016·乙·T28,2014·乙·T11,2 014·甲·T28, 2013·甲·T13
4
、
NH3·H2O的电离常数大小为H2C2O4>
HC2O
4
>NH3·H2O,
故草酸铵溶液显酸性。(2)阴极得电子发生还原反
应:2H++HOOC—COOH+2e-====HOOC—CHO+H2O。(3)①加 入酒精是为了降低草酸钠的溶解度,便于晶体析出。
②二者反应后溶质为草酸氢钠,因为溶液显酸性,所以
【解析】(1)Ka=
2020年高考化学提升突破专题十五 四大平衡常数的应用(含答案)
专题15 四大平衡常数的应用——证据推理与模型认知广义的化学平衡包括狭义的化学平衡、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡等四大化学平衡，勒·夏特列原理（化学平衡移动原理）适用于四大平衡体系。
四大平衡常数指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常数及难溶电解质的溶度积常数，各种平衡常数（化学平衡常数、电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积）均为温度的函数。
平衡常数，使化学由定性描述走向定量研究，使化学问题数学化．近年来高考考查形式主要有：化学平衡常数Kc及其变式Kp、Kx，弱酸弱碱的电离常数Ka或K b，水解常数Kh，溶度积常数Ksp，以及各种综合计算。
这部分要培养学生的化学科学素养之一是微粒观．在溶液中，离子的浓度大小关系和等式关系关键是要知道它们是从哪里来，又到哪里去了．并巧用这三个守恒和四大平衡关系以及四个平衡常数来解决相关的题目。
1．【2019新课标Ⅱ】环戊二烯（）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。
回答下列问题：（1）已知：(g)(g)+H2(g) ΔH1=100.3 kJ·mol−1 ①H 2(g)+ I2(g)2HI(g) ΔH2=−11.0 kJ·mol−1 ②对于反应：(g)+ I 2(g)(g)+2HI(g) ③ΔH3=___________kJ·mol−1。
（2）某温度下，等物质的量的碘和环戊烯（）在刚性容器内发生反应③，起始总压为105Pa，平衡时总压增加了20%，环戊烯的转化率为_________，该反应的平衡常数K p=_________Pa。
达到平衡后，欲增加环戊烯的平衡转化率，可采取的措施有__________（填标号）。
A．通入惰性气体B．提高温度C．增加环戊烯浓度D．增加碘浓度【答案】（1）89.3（2）40％ 3.56×104BD【解析】（1）根据盖斯定律①-②，可得反应③的ΔH=89.3kJ/mol；（2）假设反应前碘单质与环戊烯均为nmol，平衡时环戊烯反应了xmol，根据题意可知；（g）+I2（g）= （g）+2HI（g）增加的物质的量1mol 1mol 1mol 2mol 1molxmol 2n×20%得x=0.4nmol，转化率为0.4n/n×100%=40%；（g）+ I2（g）= （g）+ 2HI（g）P（初）0.5×105 0.5×105 0 0ΔP 0.5×105×40% 0.5×105×40% 0.5×105×40% 1×105×40%P（平）0.3×105 0.3×105 0.2×105 0.4×105K p=52555 0.4100.210 0.3100.310⨯⨯⨯⨯⨯⨯（）=3.56×104；A．T、V一定，通入惰性气体，由于对反应物和生成物浓度无影响，速率不变，平衡不移动，故A错误；B．升高温度，平衡向吸热方向移动，环戊烯转化率升高，故B正确；C．增加环戊烯的浓度平衡正向移动，但环戊烯转化率降低，故C错误；D,增加I2的浓度，平衡正向移动，环戊烯转化率升高，故D正确；【素养解读】本题以环戊烯和环戊二烯的转化等热化学方程式为情境，要求我们利用盖斯定律解题，利用差量法计算转化率、三行式法计算平衡常数，根据平衡移动原理解释财务的措施，关键是要深入理解平衡分压代替平衡浓度计算分压型化学平衡常数的解题模型。
热点专题课 四大平衡常数的应用汇总
热点专题课四大平衡常数的应用其中体现之一就是新课标实施以来一项较大的变化就是化学由定性描述走向定量研究，“用数据来说话”让化学变得四大平衡常数的引入给化学反应原理增加了有力的分析依据，掌握了四同时也带来了一系列思维的发展与能力的考查，所以从一定意义上讲，富有活力，大平衡常数，就握住了一把解决化学问题的金钥匙。
四大平衡常数的比较如下表。
：(1)HA对于一元弱酸对于一般的可逆＋－，电＋AHAH＋：mA(g)反应离常数K＝a的饱和溶AMC(g)pnB(g)nm＋－??AH?·cc?表?HAc?液：＝Kc(OH ，在一定D(g)＋q W达mn＋－)(H碱)·c元(2)对于一弱K＝c(M温度下达到平衡sp式nm－＋＋)(ABBOH：BOH＋c)·＝时：K－OH，电离常数K＝qp?D?c?C?·c b nm??A?·?Bcc＋－??OHcc?B?·??BOHc解质难溶电与只与温度有关，只升温，只与温度有关，影响因素只与温度有关温质的性K温度升高，和度有W K值增大增大关21Fe(s)＋CO(g)。
已知O1]高炉炼铁过程中发生的主要反应为Fe(s)＋CO(g)[例22333 该反应在不同温度下的平衡常数如下：温度/℃1 300 1 150 1 000平衡常数3.53.74.0请回答下列问题：或“＝”)；，ΔH________0(填“>”“<”________(1)该反应的平衡常数表达式K＝，COO、、CO各1.0 mol℃时加入(2)在一个容积为10 L的密闭容器中，1 000Fe、Fe232CO(CO)＝，________10 min反应经过后达到平衡。
求该时间范围内反应的平均反应速率v2；的平衡转化率＝________ 的平衡转化率，可采取的措施是________。
欲提高(3)(2)中CO A．减少Fe的量B．增加FeO的量32 C．移出部分CO D ．提高反应温度2E．减小容器的容积F．加入合适的催化剂c?CO?2[解析](1)因Fe和FeO都为固体，不能代入平衡常数的表达式，所以K＝，由32c?CO?表中数据知，升高温度，平衡常数减小，说明平衡向左移动，故ΔH<0。
专题17 四大平衡常数及应用
2020年12月10日星期四5时33分5秒
1. Kw、Ka(或Kb)、Kh的应用 (1)表达式 水的离子积常数Kw:H2O⇌H＋＋OH－ Kw＝c(H＋)·c(OH－) 弱电解质电离平衡常数Ka(或Kb):HF⇌H＋＋F－
盐的水解平衡常数Kh:CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－
(2)相关规律应用 ①Qc与K的关。二者表达式相同:
若Qc<K，平衡正向移动； 若Qc＝K，平衡不移动； 若Qc>K，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、Kb、Kw、Kh均增大。
③Ka、Kh、Kw三者的关系式为:
■对点练习 1．升高温度，下列数据不一定增大的是( ) A．化学反应速率v B．水的离子积常数Kw C．化学平衡常数K D．弱酸的电离平衡常数Ka
■对点练习
1．室温时，向含有 AgCl 和 AgBr 固体的悬浊液中加入少量 NaBr 固体，
下列各项中增大的是( ) A．c(Ag＋) C．c(Cl－)
cCl－ B.cBr－
cAg＋·cBr－ D. cCl－
C [向含有 AgCl 和 AgBr 固体的悬浊液中加入少量 NaBr 固体，溴离子浓度 增大，使 AgBr 的溶解平衡逆向移动，c(Ag＋)减小，A 错误；B 项的比例式上 下同乘 c(Ag＋)，则转化为溶度积常数之比，溶度积常数只与温度有关，B 错 误；c(Ag＋)减小，使 AgCl 的溶解平衡正向移动，c(Cl－)增大，C 正确； c(Ag＋)·c(Br－)不变，c(Cl－)增大，D 项比值减小，错误。]
Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)
(2)．影响Ksp大小的因素 对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；一般情况下，
第18讲-四大平衡常数及其应用(课件)
2023
第18讲 四大平衡常数及其应用
汇报人姓名 汇报日期
2022年——四大平衡常数考向考点统计
2022全国甲卷-28题
2022全国乙卷-13题
2022全国乙卷-26题
2022全国乙卷-28题 2022北京卷-18题
2022江苏卷-12题 2022江苏卷-14题 2022海南卷-13题 2022海南卷-14题 2022海南卷-16题
原理综合题Kp的计算：根据盖斯定律计算反应热，计算Kp 根据图像，找数据，计算Kp（反应物中有固体）
Ka的应用：两个含有一元弱酸HA的pH不同的两个体系中，已知电离常数
的前提下，电离度的计算及两个体系中同种微粒浓度比较 工艺流程题，Ksp应用：BaSO4 转化为BaCO3，PbSO4转化为PbCO3的分析 与解释
常数越大，水解程度越大， 度，常数越小的，溶
则酸( 碱) 性越强。
解度一般也越小。
只与温度和盐的性质有关， 只与难溶电解质的性
升高温度，Kh增大
质和温度有关
【知识重构】
2. K 的四种表达式 mA(g) + nB(g)
pC(g) + qD(g)
浓度平衡常数（Kc）
Kc ＝ccmpCA··ccqnDB
全等平衡
= 8.3×10-8
【例题4】 （2022河北卷16题，节选）氢能是极具发展潜力的清洁能源，以氢燃料为代表的燃料电池 有良好的应用前景。
（2）工业上常用甲烷水蒸气重整制备氢气，体系中发生如下反应。
Ⅰ. CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g);
Ⅱ. CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
高三化学二轮复习专题十五：四大平衡常数及其应用课件
√
c(CO32−)=0.1mol/L，c(HCO3−)=0.15mol/L
c(OH−)=1.33×10-4mol·L-1<2×10-4mol·L-1，
√
BD
5. (2023年浙江6月T15）草酸(H2C2O4)是二元弱酸。某小组做如下两组实验：实验I：往20mL0.1mol∙L−1NaHC2O4溶液中滴加0.1mol∙L−1NaOH溶液。实验Ⅱ：往20mL0.1mol∙L−1NaHC2O4溶液中滴加0.10mol∙L−1CaCl2溶液。[已知：H2C2O4的电离常数Ka1=5.4×10-2,Ka2=5.4×10-5,Ksp(CaC2O4)=2.4×10-9，溶液混合后体积变化忽略不计]，下列说法正确的是A. 实验I可选用甲基橙作指导剂，指导反应终点B. 实验I中V(NaOH)=10mL时，存在c(C2O42−)<c(HC2O4−)C. 实验Ⅱ中产生反应HC2O4−+Ca2+= CaC2O4↓+H+D. 实验Ⅱ中V(CaCl2)=80mL时，溶液中c(C2O42−)=4.0×10-8mol∙L−1
例如 N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) K1=
（2）由盖斯定律计算总反应时，反应热是各分步反应热加减的关系，而平衡常数是各分步平衡乘除的关系。
（4）平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。
（3） 与 的关系： 若 ，平衡正向移动； 若 ，平衡不移动； 若 ，平衡逆向移动。
8. (全国乙卷27题节选）LiMn2O4作为一种新型锂电池正极材料受到广泛关注。由菱锰矿（MnCO3，含有少量Si、Fe、Ni、Al等元素）制备LiMn2O4的流程如下：
已知：Ksp[Fe(OH)3]=2.8×10-39，Ksp[Al(OH)3]=1.3×10-33，Ksp[Ni(OH)2]=5.5×10-16。回答下列问题：（3）溶矿反应完成后，反应器中溶液pH=4，此时c(Fe3+)=_______mol·L-1；用石灰乳调节至pH≈7，除去的金属离子是_______。
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专题讲座四大平衡常数的重要应用四大平衡常数是指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常数及难溶电解质的溶度积常数,这部分知识为新课标的热考内容,在高考题中出现频繁.该类试题常与生产、生活、环境及新技术的应用相联系,信息量大,思维容量高.侧重考查考生阅读相关材料,把握和提炼关键信息或数形结合等综合分析能力,数据处理及计算能力、知识的迁移应用能力.项目化学平衡常数(K) 电离平衡常数(K a、K b)水的离子积常数(K W)难溶电解质的溶度积常数(K sp)概念在一定温度下,当一个可逆反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数,这个常数就是该反应的化学平衡常数.在一定条件下弱电解质达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度的乘积之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数.水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积.在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之积为常数.表达对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－,电K W＝c(OHM m A n的饱和溶式p C(g)＋q D(g),在一定温度下达到平衡时：K＝c p（C）·c q（D）c m（A）·c n（B）.离常数K a＝c（H＋）·c（A－）c（HA）；(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－,电离常数K b＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）.－)·c(H＋)液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)影响因素只与温度有关只与温度有关,升温,K值增大只与温度有关,温度升高,K W增大只与难溶电解质的性质和温度有关一、化学平衡常数4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c (H ＋)或c (OH－)的计算.对策 K W 只与温度有关,升高温度,K W 增大；在稀溶液中,c (H＋)·c (OH －)＝K W ,其中c (H ＋)、c (OH －)是溶液中的H ＋、OH －浓度；水电离出的H ＋数目与OH －数目相等.四、难溶电解质的溶度积常数常考题型 1.溶解度与K sp 的相关转化与比较；2.沉淀先后的计算与判断；3.沉淀转化相关计算；4.金属沉淀完全的pH 及沉淀分离的相关计算；5.与其他平衡(如氧化还原平衡、配位平衡)综合的计算；6.数形结合的相关计算等.对策 应用K sp 数值大小比较物质的溶解度大小时,一定是在组成上属于同一类型的难溶电解质才能进行比较,否则,不能比较；在判断沉淀的生成或转化时,把离子浓度数值代入K sp 表达式,若数值大于K sp ,沉淀可生成或转化为相应难溶物质；利用K sp 可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数.【例1】 利用“化学蒸气转移法”制备TaS 2晶体,发生反应：TaS 2(s)＋2I 2(g)TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0.该反应的平衡常数表达式K ＝________________,若K ＝1,向某恒容容器中加入1 mol I 2(g)和足量TaS 2(s),试求I 2(g)的平衡转化率(列式计算).解析：平衡常数表达式为K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）,设容器体积为1 L ,生成TaI 4的物质的量为x ,则TaS 2(s)＋2I 2(g) TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0起始（mol·L －1）1 0 0 变化（mol·L －1）2x x x 平衡（mol·L －1）1－2x x x K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）＝x 2（1－2x ）2＝1,x ＝13,I 2的转化率为13×2÷1×100%≈66.7%.答案：c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）见解析 【例2】 已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,现向10 mL 浓度为0.1 mol·L －1的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中( )A ．水的电离程度始终增大B.c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）先增大再减小 C ．c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和始终保持不变D ．当加入氨水的体积为10 mL 时,c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)解析：酸碱均抑制水的电离,向CH 3COOH 溶液中滴加氨水,水的电离程度先增大,当恰好完全反应后,再滴加氨水,水的电离程度减小,A 错误；因为氨水的电离常数K b ＝c （OH －）·c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝c （H ＋）·c （OH －）·c （NH ＋4）c （H ＋）·c （NH 3·H 2O ）,所以c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝K b ·c （H ＋）K W ,因为温度不变K b 、K W 不变,随氨水的加入c (H ＋)减小,c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）不断减小,B 错误；加入氨水,体积变大,c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和变小,C 错误；当加入氨水的体积为10 mL 时,氨水与CH 3COOH 恰好反应,CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,故CH 3COO －和NH＋4的水解程度相同,溶液呈中性,由电荷守恒可得c(NH＋4)＝c(CH3COO－),D 正确.答案：D【例3】下图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系,下列判断错误的是()A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝K WB．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C．图中T1＜T2D．XZ线上任意点均有pH＝7解析：水的离子积常数表达式为：K W＝c(H＋)·c(OH－),适用于水及稀的水溶液,A项正确；观察题中图示,XZ线表示溶液呈中性,c(H＋)＝c(OH－),M区域溶液呈碱性,c(OH－)>c(H＋),B项正确；H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq)ΔH>0,升高温度平衡正向移动,图中Z点K W＝10－6.5×10－6.5＝10－13大于X点的K W＝10－7×10－7＝10－14,所以T2>T1,C项正确；XZ线上任意点表示溶液呈中性,由于各点温度不同,但pH不一定为7,D项错误.答案：D【例4】(2016·常州模拟)已知25 ℃时,K a(HF)＝6.0×10－4,K sp(MgF2)＝5.0×10－11.现向1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1 MgCl2溶液.下列说法中正确的是()A．25 ℃时,0.1 mol·L－1溶液中pH＝1B．0.2 mol·L－1 MgCl2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沉淀生成解析：A项,HF是弱酸,25 ℃时,0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＞1,错误；B 项,MgCl2属于强酸弱碱盐,离子浓度关系为2c(Mg2＋)＞c(Cl－)＞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＝K2a（HF）K sp（MgF2）＝7.2×103,错误；D项,该反应体系中c(Mg2＋)·c2(F－)＞K sp(MgF2),有MgF2沉淀生成,正确.答案：D1．化学平衡常数(K)、弱酸的电离平衡常数(K a)、难溶物的溶度积常数(K sp)是判断物质性质或变化的重要的平衡常数.下列关于这些常数的说法中,正确的是()A．平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关B．当温度升高时,弱酸的电离平衡常数K a变小C．K sp(AgCl) > K sp(AgI),由此可以判断AgCl(s) ＋I－(aq)===AgI(s)＋Cl－(aq)能够发生D．K a(HCN) < K a(CH3COOH) ,说明物质的量浓度相同时,氢氰酸的酸性比醋酸强解析：平衡常数的大小与温度有关,A不正确；电离是吸热的,加热促进电离,电离常数增大,B不正确；酸的电离常数越大,酸性越强,D不正确.答案：C2．已知常温下反应,①NH3＋H＋NH＋4(平衡常数为K1),②Ag＋(aq)＋Cl－(aq)AgCl(s)(平衡常数为K2),③Ag＋＋2NH3[Ag(NH3)2]＋(平衡常数为K3).①、②、③的平衡常数关系为K1>K3>K2,据此所做的以下推测合理的是() A．氯化银不溶于氨水B．银氨溶液中加入少量氯化钠有白色沉淀C．银氨溶液中加入盐酸有白色沉淀D．银氨溶液可在酸性条件下稳定存在解析：因为K3>K2,所以Ag＋与NH3的络合能力大于Ag＋与Cl－之间的沉淀能力,AgCl溶于氨水,A、B错误；由于K1>K3,所以在Ag(NH3)＋2Ag＋＋2NH3中加入HCl,有H＋＋NH3NH＋4,致使平衡右移,c(Ag＋)增大,Ag＋＋Cl－===AgCl↓,D错误,C正确.答案：C3．T℃时,将6 mol A和8 mol B充入2 L密闭容器中,发生反应：A(g)＋3B(g)C(g)＋D(g),容器中B的物质的量随时间变化如图中实线所示.图中虚线表示仅改变某一反应条件时,H2的物质的量随时间的变化.下列说法正确的是()A．从反应开始至a点时A的反应速率为1 mol·L－1·min－1B．若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温,则该反应的ΔH＞0C．曲线Ⅱ对应的条件改变是增大压强D．T℃时,该反应的化学平衡常数为0.125解析：由图象可知,反应开始至a点时v(B)＝1 mol·L－1·min－1,则v(A)＝1 3mol·L－1·min－1,A项错误；曲线Ⅰ相对于实线先达到平衡,但B的转化率减小,则该反应ΔH＜0,B项错误；曲线Ⅱ相对于实线先达到平衡,B的转化率增大.若增大压强,平衡右移,B的转化率增大,C项正确；根据b点的数据计算可知：T℃时,该反应的化学平衡常数为0.5,D项错误.答案：C4．部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOH HCN H2CO3A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO2－3B．2HCOOH＋CO2－3===2HCOO－＋H2O＋CO2↑C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者解析：根据电离平衡常数,HCN的电离程度介于H2CO3的一级电离和二级电离之间,因此A中反应错误,应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO－3.HCOOH 的电离程度大于H2CO3的一级电离,因此B正确.等pH的HCOOH和HCN,HCN 溶液的浓度大,中和等体积、等pH的HCOOH和HCN,后者消耗NaOH的量大,C正确.在HCOONa和NaCN中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－),c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－).等浓度的HCOONa和NaCN溶液,NaCN水解程度大,溶液中OH－浓度大,H＋浓度小.根据电荷守恒,两溶液中离子总浓度为2[c(Na＋)＋c(H＋)],而Na＋浓度相同,H＋浓度后者小,因此等体积、等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者,D正确.答案：A5．已知：25 ℃时,K sp(MgCO3)＝6.8×10－6,K sp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11,下列说法正确的是()A．25 ℃时,饱和MgCO3溶液与饱和Mg(OH)2溶液相比,前者c(Mg2＋)小B．25 ℃时,在MgCO3的悬浊液中加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)增大C．25 ℃时,MgCO3固体在0.01 mol·L－1醋酸溶液中的K sp比在0.01 mol·L－1醋酸钠溶液中的K sp小D．25 ℃时,在Mg(OH)2悬浊液中加入Na2CO3溶液后,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3解析：K sp小的对应离子浓度小,A错误；MgCO3悬浊液是过饱和了,加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)不变,B错误；K sp只受温度影响,温度不变K sp不变,C错误,根据K sp,Mg(OH)2比MgCO3更难溶,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3,D正确.答案：D6．运用化学反应原理研究卤族元素的性质具有重要意义.(1)下列关于氯水的叙述正确的是________(填写符号).a．氯水中存在两种电离平衡b．向氯水中通入SO2,其漂白性增强c．向氯水中通入氯气,c（H＋）c（ClO－）减小d．加水稀释氯水,溶液中的所有离子浓度均减小e．加水稀释氯水,水的电离平衡向正反应方向移动f．向氯水中加入少量固体NaOH,可能有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)(2)常温下,已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数：写出84______________________________________________________.(3)电解饱和食盐水可得到溶质为M的碱溶液,常温下将浓度为c1的M溶液与0.1 mol·L－1的一元酸HA等体积混合,所得溶液pH＝7,则c1____0.1 mol·L－1(填“≥”“＝”或“≤”),溶液中离子浓度的大小关系为________________________________.若将上述“0.1 mol·L－1的一元酸HA”改为“pH＝1的一元酸HA”,所得溶液pH仍为7,则c1________0.1 mol·L－1.(4)牙釉质对牙齿起着保护作用,其主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH],研究证实氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]比它更能抵抗酸的侵蚀,故含氟牙膏已使全世界千百万人较少龋齿,请写出羟基磷灰石的溶度积常数表达式K sp ＝__________________________,氟离子与之反应转化的离子方程式为_____________________________________________________.解析：(1)氯水中存在次氯酸的电离和水的电离两种平衡；向氯水中通入SO 2,二者反应生成硫酸和盐酸,其漂白性减弱；当氯水饱和时再通氯气,c （H ＋）c （ClO －）不变,若氯水不饱和再通氯气,酸性增强会抑制次氯酸的电离,故比值增大；加水稀释氯水,溶液中的OH －浓度增大；加水稀释氯水,酸性减弱,对水的电离抑制作用减弱,故水的电离平衡向正反应方向移动；向氯水中加入少量固体NaOH ,当溶液呈中性时,根据电荷守恒可推导出：c (Na ＋)＝c (Cl －)＋c (ClO －).(2)由于次氯酸的酸性介于碳酸的两级电离常数之间,因此84消毒液露置在空气中与二氧化碳反应只能生成碳酸氢钠.(3)当HA 为强酸时二者浓度相等,为弱酸时由于生成的盐因水解显碱性,则酸要稍过量.离子浓度大小比较时可根据电荷守衡进行推导.(4)沉淀转化的实质是由难溶的物质转化为更难溶的物质.答案：(1)aef (2)ClO －＋CO 2＋H 2O===HClO ＋HCO －3 2HClO=====光照2H ＋＋2Cl －＋O 2↑(3)≤ c (Na ＋)＝c (A －)>c (OH －)＝c (H ＋) ≥(4)c 5(Ca 2＋)·c 3(PO 3－4)·c (OH －) Ca 5(PO 4)3OH ＋F －===Ca 5(PO 4)3F ＋OH －7．弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡.Ⅰ.已知H 2A 在水中存在以下平衡：H 2AH ＋＋HA －,HA －H ＋＋A 2－.(1)相同浓度下,NaHA 溶液的pH________(填“大于”“小于”或“等于”)Na 2A 溶液的pH.(2)某温度下,若向0.1 mol·L －1的NaHA 溶液中逐滴滴加0.1 mol·L －1 KOH 溶液至溶液呈中性.此时该混合溶液中下列关系中,一定正确的是________.a ．c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14b ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)c ．c (Na ＋)＞c (K ＋)d ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝0.05 mol·L －1(3)已知常温下H 2A 的钙盐(CaA)饱和溶液中存在以下平衡： CaA(s)Ca 2＋(aq)＋A 2－(aq) ΔH ＞0.①降低温度时,K sp ________(填“增大”“减小”或“不变”).②滴加少量浓盐酸,c (Ca 2＋)________(填“增大”“减小”或“不变”).Ⅱ.含有Cr 2O 2－7的废水毒性较大,某工厂废水中含5.00×10－3 mol ·L－1的Cr 2O 2－7.为使废水能达标排放,做如下处理：Cr 2O 2－7――→绿矾H ＋Cr 3＋、Fe 3＋――→石灰水Cr(OH)3、Fe(OH)3(1)该废水中加入绿矾(FeSO 4·7H 2O)和稀硫酸,发生反应的离子方程式为______________________________________________________________________.(2)欲使10 L 该废水中的Cr 2O 2－7完全转化为Cr 3＋,理论上需要加入________gFeSO 4·7H 2O.(3)若处理后的废水中残留的c (Fe 3＋)＝2×10－13 mol ·L －1,试求残留的Cr 3＋的浓度(已知：K sp [Fe(OH)3]＝4.0×10－38,K sp [Cr(OH)3]＝6.0×10－31).解析：Ⅰ.(1)由“越弱越水解”可知,酸性H 2A>HA －,则NaHA 溶液的碱性弱于Na 2A 溶液.(2)温度不确定,所以c (H ＋)·c (OH －)不一定为1×10－14；由电荷守恒可知中,c (H ＋)＋c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)＋c (OH －),由于溶液呈中性,则c (H ＋)＝c (OH －),c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－).若两溶液的体积相同,则是最终溶液为Na2A,呈碱性,所以KOH溶液的体积相对小,等浓度的情况下,必然c(Na＋)＞c(K＋),c(Na＋)＋c(K＋)也不可能等于0.05 mol·L－1.(3)CaA(s)Ca2＋(aq)＋A2－(aq)ΔH＞0,降低温度,平衡左移,K sp减小；滴加少量浓盐酸,A2－被消耗,平衡右移,c(Ca2＋)增大.Ⅱ.(1)酸性条件下,Cr2O2－7有强氧化性、Fe2＋有还原性,两者发生氧化还原反应方程式为Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O.(2)m(FeSO4·7H2O)＝n(Fe2＋)·M(FeSO4·7H2O)＝6n(Cr2O2－7)·M(FeSO4·7H2O)＝6×5×10－3 mol·L－1×10 L×278 g·mol－1＝83.4 g.(3)c(Fe3＋)＝2×10－3 mol·L－1K sp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝4.0×10－38则c3(OH－)＝2×10－25 mol·L－1又K sp[Cr(OH)3]＝c(Cr3＋)·c3(OH－)＝6.0×10－31解得：c(Cr3＋)＝3×10－6 mol·L－1.答案：Ⅰ.(1)小于(2)bc(3)①减小②增大Ⅱ.(1)Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O(2)83.4 g(3)3×10－6 mol·L－1(详情见解析)8．(2016·武汉模拟)已知K、K a、K b、K W、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、弱碱的电离平衡常数、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________.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K a大于在饱和CH3COONa溶液中的K ad．一定温度下,在CH3COONa溶液中,K W＝K a·K h(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 ＋4 )＝c (Cl －),则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a 的代数式表示NH 3·H 2O 的电离平衡常数K b ＝________________.(3)25 ℃时,H 2SO 3HSO －3＋H ＋的电离常数K a ＝1×10－2mol ·L －1,则该温度下pH ＝3、c (HSO －3)＝0.1 mol·L －1的NaHSO 3溶液中c (H 2SO 3)＝________. (4)高炉炼铁中发生的反应有FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO 2(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 (CO 2)＝0.020 mol·L －1,c (CO)＝0.1 mol·L －1,则此时反应速率是v (正)________(填“>”“<”或“＝”)v (逆).(5)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的K sp 分别为8.0×10－38、1.0×10－11,向浓度均为0.1 mol ·L －1的FeCl 3、MgCl 2的混合溶液中加入碱液,要使Fe 3＋完全沉淀而Mg 2＋不沉淀,应该调节溶液pH 的范围是____________(已知lg2≈0.3).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,CH 3COOH 的电离平衡常数不变,c 选项错误.(2)根据电荷守恒得c (H ＋)＋c (NH ＋4)＝c (Cl －)＋c (OH －),因为c (NH ＋4)＝c (Cl －),所以c (H ＋)＝c (OH －),故溶液显中性.K b ＝c （NH ＋4）·c （OH －）c （NH 3·H 2O ）＝12×0.01×10－7a 2－12×0.01＝10－9a －0.01. (3)由K a ＝c （H ＋）·c （HSO －3）c （H 2SO 3）,代入数据得c (H 2SO 3)＝0.01 mol·L －1. (4)根据方程式可得K ＝c （CO 2）c （CO ）；设开始时c (CO)＝x mol ·L －1,平衡时c (CO 2)＝y mol ·L －1,则y x －y＝0.25,得x ＝5y ,则平衡时CO 的转化率为y x ＝y 5y ＝20%；Q c ＝c （CO 2）c （CO ）＝0.020.1＝0.20<0.25,故v (正)>v (逆).(5)K sp [Fe(OH)3]＝c (Fe 3＋)·c 3(OH －),Fe 3＋完全沉淀时c 3(OH －)＝8×10－3810－5,得c (OH －)＝2.0×10－11mol ·L －1,pH ＝3.3,Mg(OH)2开始沉淀时c 2(OH －)＝1.0×10－110.1＝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 10－9a －0.01(3)0.01 mol·L －1(4)c （CO 2）c （CO ） 20%> (5)3.3～9。