2019版高考化学一轮精选教师用书人教通用：第八章水溶液中的离子平衡微专题强化突破15　水解常数与离子积、电离常数的关系及应用

　　　　　　　　　　　水解常数(Kh)与离子积(Kw)、电离常数(Ka、Kb)的关系及应用

[学生用书P130]

1．在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数称为水解平衡常数。

(1)强碱弱酸盐

如CH3COONa溶液：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－

Kh＝＝

＝

＝。

(2)强酸弱碱盐

如NH4Cl溶液：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋

Kh＝＝

＝

＝。

其中：Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(弱碱)的电离平衡常数、Kw为水的离子积常数。

2．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。

1．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≈2.36×10－5 mol·L－1。

答案：2.36×10－5

2．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＝    。(常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)

解析：NaOH电离出的OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3电离出的SO水解促进水的电离平衡。

SO＋H2OHSO＋OH－

Kh＝＝＝

所以＝＝60。

答案：向右　60

一、选择题

1．某温度下，有pH相同的H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液，在H2SO4溶液中由水电离出的H＋浓度为10－a mol·L－1，在Al2(SO4)3溶液中由水电离的H＋浓度为10－b mol·L－1，则此温度下的Kw为(　　)

A．1×10－14　　　　　 B．1×10－2a

C．1×10－(7＋a)  D．1×10－(a＋b)

解析：选D。根据描述，H2SO4溶液中c(H＋)＝＝，H2SO4溶液和Al2(SO4)3溶液的pH相同，即＝10－b，可求出此温度下的Kw。

2．25 ℃时，用0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L－1 的NaOH溶液，当滴加V mL CH3COOH溶液时，混合溶液的pH＝7。已知CH3COOH的电离平衡常数为K，忽略混合时溶液体积的变化，下列关系式正确的是(　　)

A．K＝  B．V＝

C．K＝  D．K＝

解析：选A。若酸碱恰好反应，生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，实际上混合溶液的pH＝7，说明醋酸过量，在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－＋H＋，根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，所以c(Na＋)＝c(CH3COO－)＝(0.1×20)÷(20＋V)，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol·L－1，根据原子守恒，c(CH3COOH)＝[0.1×(V－20)]÷(20＋V)，K＝[c(H＋)×c(CH3COO－)]÷c(CH3COOH)＝，答案选A。

3．常温下，已知电离常数：Kb(NH3·H2O)＝1.8×10－5；Ka1(H2C2O4)＝5.9×10－2，Ka2(H2C2O4)＝6.4×10－5。下列说法正确的是(　　)

A．(NH4)2C2O4溶液中，c(NH)＝2c(C2O)

B．等物质的量浓度的氨水和H2C2O4溶液等体积混合，所得溶液呈碱性

C．pH＝11的氨水和pH＝3的H2C2O4溶液等体积混合，所得溶液呈酸性

D．用H2C2O4溶液中和氨水至中性时，溶液中c(NH)＝2c(C2O)＋c(HC2O)

解析：选D。Kb(NH3·H2O)、Ka2(H2C2O4)不相等，因此NH、C2O的水解程度不同，故(NH4)2C2O4溶液中c(NH)≠2c(C2O)，A项错误；等物质的量浓度的氨水和H2C2O4溶液等体积混合，反应后得到NH4HC2O4溶液，由于Kb(NH3·H2O)<Ka1(H2C2O4)，故NH的水解程度大于HC2O的水解程度，溶液呈酸性，B项错误；pH＝11的氨水和pH＝3的H2C2O4溶液等体积混合，氨水过量，所得溶液呈碱性，C项错误；H2C2O4溶液中和氨水，所得溶液中存在电荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝2c(C2O)＋c(HC2O)＋c(OH－)，溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)，故c(NH)＝2c(C2O)＋c(HC2O)，D项正确。

4．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是(　　)

A.在相同温度，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度越低，电离度越大，且K1>K2>K3＝0.01

B．室温时，若在NaZ溶液中加水，则变小，若加少量盐酸，则变大

C．含等物质的量的NaX、NaY和NaZ的混合溶液：c(Z－)<c(Y－)<c(X－)

D．在相同温度下，K5>K4>K3

解析：选D。相同温度下电离度随溶液浓度的增大而减小，结合表中数据判断，当HX的浓度为1 mol·L－1时，HX的电离度小于0.1，故三种酸的酸性强弱顺序为HZ>HY>HX，D项正确；电离常数只与温度有关，温度相同，K1＝K2＝K3，A项错误；依据Z－＋H2OHZ＋OH－可知，是Z－水解平衡常数的倒数，其只随温度的变化而变化，B项错误；依据“越弱越水解”可知，NaX的水解程度最大，c(X－)最小，C项错误。

二、非选择题

5．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)常温下，H2SO3的电离常数Ka1＝1.0×10－2、Ka2＝1.0×10－7。

①NaHSO3的水解平衡常数Kh＝     ，其溶液pH    (填“>”“<”或“＝”)7；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”)。

②0.1 mol·L－1Na2SO3的pH＝    ，从平衡移动的角度解释SO的Kh1>Kh2：                                   

                                    。

(2)已知常温下CN－的水解常数Kh＝1.61×10－5。

①含等物质的量浓度HCN、NaCN的混合溶液显                                   

(填“酸”“碱”或“中”)性，c(CN－)    c(HCN)。溶液中各离子浓度由大到小的顺序为                                    。

②若将c mol·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＝    。

解析：(1)①Ka1＝，由HSO＋H2OH2SO3＋OH－，Kh＝＝＝1.0×10－12<Ka1，这说明HSO电离能力强于水解能力，故溶液显酸性，pH<7；当加入少量I2时，＋4价硫元素被氧化，溶液中有硫酸(强酸)生成，导致溶液酸性增强，c(H＋)增大，c(OH－)减小，但因温度不变，故Kh不变，则c(H2SO3)/c(HSO)增大。②同理可求出Na2SO3的水解平衡常数Kh1＝＝1.0×10－7，Na2SO3溶液的碱性主要由SO一级水解决定，设溶液中c(OH－)＝x mol·L－1，则c(HSO)＝x mol·L－1、c(SO)＝0.1 mol·L－1－x mol·L－1≈0.1 mol·L－1，利用水解平衡常数易求出x＝1×10－4mol·L－1，pH＝10。一级水解中产生的OH－对二级水解有抑制作用，导致二级水解程度降低。

(2)①Kh(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，由于盐与酸的总浓度相等，故CN－水解产生的c(OH－)大于HCN电离生成的c(H＋)，混合溶液显碱性，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)①1.0×10－12　<　增大　②10　一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用

(2)①碱　<　c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)　②0.616 2