（全国通用）高考化学二轮热点题型归纳与变式演练 专题21 水解常数与电离常数的关系及应用（解析+原卷）学案

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【题型一】 强碱弱酸盐的水解常数与电离常数的关系…………………………………………..……1
【题型二】 强酸弱碱盐的水解常数与电离常数的关系…………………………………………..……2
二、最新模考题组练………………………………………………………………………………….………… 4
【题型一】 强碱弱酸盐的水解常数与电离常数的关系
【典例分析】
已知某温度时，Na2CO3溶液的水解平衡常数Kh＝2×10－4 ml·L－1，则当溶液中c(HCOeq \\al(－,3))∶c(COeq \\al(2－,3))＝2∶1时，试求该溶液的pH＝________。
【答案】10
【解析】
Kh＝eq \f(c（HCOeq \\al(－,3)）·c（OH－）,c（COeq \\al(2－,3)）)＝2×10－4，又c(HCOeq \\al(－,3))∶c(COeq \\al(2－,3))＝2∶1，则c(OH－)＝10－4 ml·L－1，结合Kw＝1.0×10－14，可得c(H＋)＝10－10 ml·L－1。
【提分秘籍】
强碱弱酸盐：
如：CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
Kh＝eq \f(cCH3COOH·cOH－,cCH3COO－)
＝eq \f(cCH3COOH·cOH－·cH＋,cCH3COO－·cH＋)
＝eq \f(cOH－·cH＋,\f(cCH3COO－·cH＋,cCH3COOH))＝eq \f(Kw,Ka)
其中：Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。
【变式演练】
常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算所得溶液中eq \f(c（SOeq \\al(2－,3)）,c（HSOeq \\al(－,3)）)＝__________________。(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)
【答案】向右 60
【解析】
NaOH电离出的OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3电离出的SOeq \\al(2－,3)水解促进水的电离平衡。SOeq \\al(2－,3)＋H2OHSOeq \\al(－,3)＋OH－
Kh＝eq \f(c（HSOeq \\al(－,3)）·c（OH－）,c（SOeq \\al(2－,3)）)＝eq \f(Kw,Ka2)＝eq \f(10－14,6.0×10－8)
所以eq \f(c（SOeq \\al(2－,3)）,c（HSOeq \\al(－,3)）)＝eq \f(10－5,\f(10－14,6.0×10－8))＝60。
【题型二】 强酸弱碱盐的水解常数与电离常数的关系
【典例分析】
在某温度时，将氨水滴入盐酸中，溶液pH与温度随氨水体积变化的曲线如图所示，下列说法错误的是
A．a点水的电离程度最大
B．b点：
C．25℃时，用n表示的的水解平衡常数为
D．d点
【答案】AD
【解析】
A．b点时，溶液温度最高，说明氨水与盐酸恰好反应，则b点的溶质为氯化铵，铵根离子水解促进水的电离，此时水的电离程度最大，故A错误；
B．由A中分析可得，则b点的溶质只为氯化铵，①电荷守恒：，②物料守恒：，质子守恒为：，故B正确；
C．25℃时，pH=7，则c(H+)= c(OH-)=1.0×10-7ml/L， ，根据物料守恒可知：，则的水解平衡常数为，故C正确；
D．由图像可知，d点时溶液温度 低于25℃，则水的离子积，故D错误；
故选AD。
【提分秘籍】
强酸弱碱盐：
如：NH4Cl溶液：NHeq \\al(＋,4)＋H2ONH3·H2O＋H＋
Kh＝eq \f(cNH3·H2O·cH＋,cNH\\al(＋,4))
＝eq \f(cNH3·H2O·cH＋·cOH－,cNH\\al(＋,4)·cOH－)
＝eq \f(cH＋·cOH－,\f(cNH\\al(＋,4)·cOH－,cNH3·H2O))＝eq \f(Kw,Kb)
其中：Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。
【变式演练】
已知25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb=1.8×10-5，该温度下1ml·L-1的NH4Cl溶液中c(H＋)=______ml·L-1(已知≈2.36)
【答案】2.36×10-5
【解析】
Kh=，c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c()≈1ml·L-1，所以c(H＋)=ml·L-1≈2.36×10-5ml·L-1，故答案为2.36×10-5。
1．25℃时，草酸的=，=，是一种常用的除锈剂。的溶液中，下列粒子的物质的量浓度关系不正确的是
A．
B．
C．
D．
【答案】A
【分析】
溶液中，既能发生电离又能发生水解，其水解常数Kh1==＜5.4×10-5=Ka2，则以电离为主，溶液呈酸性。
【解析】
A．由分析可知，在溶液中以电离为主，则离子浓度的关系为：，A不正确；
B．依据物料守恒，在溶液中，，B正确；
C．依据电荷守恒，在溶液中，，C正确；
D．依据质子守恒，在溶液中，，D正确；
故选A。
2．弱酸的电离平衡常数与对应酸根的水解平衡常数存在某种定量关系。
(1)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将amlNH4NO3溶于水，溶液显酸性，原因是_____________________________________(用离子方程式表示)。向该溶液滴加bL氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中水的电离平衡将__________(填“正向”“不”或“逆向”)移动,所滴加氨水的浓度________ml·L-1 (NH3·H2O的电离平衡常数取Kb=2×10-5)。
(2)已知常温下CN-的水解常数Kh=1.61×10-5，含等物质的量浓度HCN与NaCN的混合溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN-)________(填“>”“<”或“=”)c(HCN)。溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_______________________。
【答案】NH+H2ONH3·H2O+H+ 逆向 碱 ＜ c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)
【解析】
(1)NO2可用氨水吸收生成NH4NO3，25°C时，将a ml NH4NO3溶于水，溶液显酸性，是因为铵根离子水解，反应的离子方程式为：，加入氨水溶液抑制铵根离子水解，平衡逆向进行，将a mlNH4NO3溶于水，向该溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，依据电荷守恒计算可知，溶液中氢氧根离子浓度=10-7ml/L，C (NH)=c()，的电离平衡常数Kb=2×10-5ml/ L，设混合后溶液体积为1L， C (NH)=c() =aml/L；根据一水合氨电离平衡得到：，平衡常数K= = =2×10-5ml/ L，计算得到c ()=，故答案为： NH+H2ONH3·H2O+H+；逆向；；
(2) Kh(CN-)=1.61×10-5 ， Ka (HCN) =，因此CN-的水解能力强于HCN的电离能力，由于盐与酸的总浓度相等，故水解产生的c (OH-) 大于电离生成的c (H+) ，混合溶液显碱性，由于水解能力更强，故c (CN-) 3．磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1=7.1×10-3，Ka2=6.2×10-8，Ka3=4.5×10-13，解答下列问题：常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序___________(填序号)；常温下，Na2HPO4的水溶液呈___________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：___________。
【答案】 ③＜②＜① 碱性 溶液中HPO离子的Ka＞Kh，HPO离子的水解程度大于电离程度，Na2HPO4溶液呈碱性
【解析】
磷酸是三元弱酸，磷酸钠在溶液中分步水解，一级水解抑制二级水解。一级和二级水解抑制三级水解，酸根离子的水解程度越大，溶液的碱性越强，pH越大，则三种盐溶液中酸根离子水解程度由小到大的顺序为③＜②＜①，则溶液pH由小到大的顺序为③＜②＜①；磷酸氢钠的水解常数Kh===≈1.61×10—7＞Ka2=6.2×10-8，磷酸氢根离子的水解程度大于电离程度，磷酸氢钠溶液呈碱性，故答案为：③＜②＜①；溶液中HPO离子的Ka＞Kh，HPO离子的水解程度大于电离程度，Na2HPO4溶液呈碱性；
4．根据表中提供的数据(25 ℃)，判断下列说法正确的是
A．向氯水中加入硫酸，可增强杀菌效果
B．温度升高，次氯酸的电离常数增大
C．25 ℃时，ClO-的水解常数为3.0×10-6
D．要提高氯水中HClO的浓度，可加入足量的Na2CO3固体
【答案】B
【解析】
A. 氯水中存在：Cl2 + H2O H+ +Cl-+HClO，加入硫酸，平衡逆向移动，次氯酸浓度降低，杀菌效果降低，故A错误。B.次氯酸的电离方程式：HClO H+ +ClO- △H＞0，温度升高，平衡正向移动，电离常数增大，故B正确。C. 25 ℃时，ClO-的水解常数=Kw/Ka==1×10-14/3.0×10-8==3.3×10-7，故C正确。D.次氯酸的电离平衡常数大于碳酸的二级电离，向氯水中加足量的Na2CO3固体，发生的反应为：HClO+CO32-==HCO3-+ClO-，次氯酸浓度降低，故D错误。
5．25 ℃时，用0.100 ml·L－1盐酸分别滴定20.00 mL 0.100 ml·L－1的NaHA和20.00 mL 0.100 ml·L－1 Na2A溶液，两溶液的pH与所加盐酸体积（V）的关系如图所示。下列说法正确的是（ ）
A．HA－的电离常数大于水解常数
B．b＝2a
C．M、N点溶液均满足c（Na＋）＝2c（A2－）＋c（HA－）
D．水的电离程度：M＝N>P
【答案】D
【分析】
由于A2-离子水解大于HA-故等浓度的NaHA和Na2A溶液，pH后者大于前者，故图像中实线为Na2A溶液，虚线为NaHA溶液，M、N均为pH=7的点，根据电荷守恒列出等式；图像中虚线可等效于先用 ml·L－1盐酸先和20.00 mL 0.100 ml·L－1 Na2A反应得到的溶液再加0.100 ml·L－1盐酸，则实线左移20与虚线重合。
【解析】
由于A2-离子水解大于HA-故等浓度的NaHA和Na2A溶液，pH后者大于前者，故图像中实线为Na2A溶液，虚线为NaHA溶液，
A．图像可知NaHA溶液呈碱性，则HA－的电离常数水解水解常数，故A错误；
B．图像中虚线可等效于先用 ml·L－1盐酸先和20.00 mL 0.100 ml·L－1 Na2A反应得到的溶液再加0.100 ml·L－1盐酸，则实线左移20与虚线重合，则b=a+20，故B错误；
C．M、N均为pH=7的点，根据电荷守恒可得c（Na＋）+c（H+）＝2c（A2－）＋c（HA－）+c（Cl-）+c(OH-)，则c（Na＋）＝2c（A2－）＋c（HA－）+c（Cl-），故C错误；
D．P点时溶液呈酸性H2A或盐酸抑制水的电离，M、N点时pH=7水的电离不受影响，故水的电离程度：M＝N>P，故D正确；
故答案选：D。
6．常温下，用0.1000ml/L的NaOH溶液滴定某浓度的二元弱酸()溶液，所得溶液中各种含X的微粒的物质的量分数()与pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A．的电离常数， 的水解常数
B．由水电离出的c()：a>b
C．曲线分别表示()和(HX-)的变化
D．b点所示溶液中：c(>3c()
【答案】A
【分析】
用0.1000ml/L的NaOH溶液滴定二元弱酸()溶液时，初始溶液中的量最多，故表示，随着加入的NaOH溶液增多,溶液中发生,故溶液中在减少,在增加，图中表示；继续加入NaOH溶液，发生的反应为，故溶液中在减少,在增加，图中表示。据此分析，进行作答。
【解析】
A. 的电离常数，利用pH=1.2时，恰好与相等，即等于，代入计算，可知 ；的水解常数，利用pH=4.2时，恰好与相等，即等于，代入计算，可知，A项正确；
B. a处为和的混合液，有酸存在，水的电离被抑制，由水电离出的c()小于；b处为和的混合液，强碱弱酸盐会水解，水的电离被促进，由水电离出的c()大于，B项错误；
C. 由上述分析可知，曲线分别表示的是()和()的变化，C项错误；
D. b点所示溶液为和的等物质的量混合的混合液：存在c(+ c(=2c()+ c()+ c()。其中pH=4.2，等于，所以存在c(+=3c()+，c(＜3c() ，D项错误；
答案选A。
7．已知常温下，K(HCN)＝6.2×10－10。常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显________性，(填“酸”“碱”或“中”)，c(CN－)____________c(HCN)(填“＞”“＜”或“＝”)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为____________。
【答案】碱 ＜ c(Na＋)＞c(CN－)＞c(OH－)＞c(H＋)
【解析】常温下NaCN的水解常数Kh＝eq \f(Kw,K（HCN）)＝eq \f(1.0×10－14,6.2×10－10)≈1.61×10－5，Kh＞K(HCN)，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)。

化学式
电离常数
HClO
Ka=3.0×10-8
H2CO3
Ka1=4.3×10-7
Ka2=5.6×10-11