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2020版《名师导学》高考新课标化学第一轮总复习讲义：高频考点微专题（十） 四大平衡常数的应用
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高频考点微专题（十） 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＞1×10－14
B.水电离的c（H＋）＞1×10－13mol·L－1
C.pH＞13
D.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＝1.0×10－7
B.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＝1.0×10－13。0.01 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
HA
H2B
电离平衡常
数（25 ℃）
Ka＝1.7×10－6
K1＝1.3×10－3
K2＝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－＋H2B
D.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
CH3COOH
HClO
H2CO3
Ka＝1.8×10－5
Ka＝3.0×10－8
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
A.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO
B.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－1
C.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7.14×10－12
D [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，H2SO3HSO＋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＝＝
＝＝＝1×10－12。
HSO＋H2OH2SO3＋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＝1.61×10－5。
（1）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－＋H2OHCN＋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＝1
B.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＝1.2×107
D.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：＝360
B.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或Kb）、水解平衡常数（Kh）、沉淀溶解平衡常数（Ksp）、水的离子积常数（Kw）的叙述中错误的是（ ）
A.K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞105时，该反应进行得就基本完全了
B.比较Ksp与离子积Qc的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解
C.K、Ka或Kb、Kh、Ksp、Kw都与温度有关，温度越高，常数值越大
D.弱酸HA的Ka与NaA的Kh、水的离子积常数Kw三者间的关系可表示为Kw＝Ka·Kh
[答案] C
12.（2019·合肥模拟）对烟道气中的SO2进行回收再利用具有较高的社会价值和经济价值。Na2SO3溶液吸收法：
常温下，用300 mL 1.0 mol·L－1Na2SO3溶液吸收SO2的过程中，溶液pH随吸收SO2物质的量的变化曲线如图所示。
（1）1.0 mol·L－1 Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________。
（2）若用等体积、等物质的量浓度的下列溶液分别吸收SO2，则理论上吸收量最多的是 。
A.NH3·H2O B.Na2S
C.Na2CO3 D.FeCl3
（3）常温下，H2SO3的二级电离平衡常数Ka2的数值为 。
[解析] （1）Na2SO3水溶液中，有Na＋、SO、HSO、OH－、H＋，首先，根据物料守恒c（Na＋）＝2c（SO）＋2c（HSO）＋2c（H2SO3）（溶液中钠元素是硫元素的2倍），可知Na＋浓度是最大的，SO的水解SO＋H2OHSO＋OH－，水解是微弱的，所以SO的浓度大于HSO和OH－，HSO进一步水解HSO＋H2OH2SO3＋OH－，虽然这一步水解极其微弱，但毕竟是存在的，这将导致OH－的浓度大于HSO（另外还有水的电解），1.0 mol·L－1Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Na＋）＞c（SO）＞c（OH－）＞c（HSO）＞c（H＋）。（2）若用等体积、等物质的量浓度的下列溶液（设溶质为1 mol）分别吸收SO2，A项，2NH3·H2O＋SO2===（NH4）2SO3＋H2O，1 mol NH3·H2O 吸收0.5 mol SO2；B项，2Na2S＋5SO2＋2H2O===4NaHSO3＋3S，1 mol Na2S吸收2.5 mol SO2；C项，Na2CO3＋2SO2＋H2O===2NaHSO3＋CO2，1 mol Na2CO3吸收2 mol SO2；D项，2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋4H＋＋SO，1 mol FeCl3吸收0.5 mol SO2；故选B。（3）常温下，H2SO3的二级电离平衡常数Ka2的数值为Ka2＝，Na2SO3＋H2O＋SO2===2NaHSO3，当通入0.1 mol SO2时，生成0.2 mol NaHSO3，浓度为0.2 mol/0.3 L＝2/3 mol/L，此时剩余的c（SO）＝0.2 mol/0.3 L＝2/3 mol/L，c（H＋）＝10－7.3mol/L，Ka2＝c（H＋）＝10－7.3。
[答案] （1）c（Na＋）＞c（SO）＞c（OH－）＞c（HSO）＞c（H＋） （2）B （3）10－7.3
13.已知：CH3COOHCH3COO－＋H＋达到电离平衡时，电离平衡常数可以表示为
Ka＝；
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－达到水解平衡时，水解平衡常数可以表示为Kh＝（式中各粒子浓度均为平衡时浓度）。
（1）对于任意弱电解质来讲，其电离平衡常数Ka、对应离子的水解常数Kh以及水的离子积常数Kw的关系是 ，由此可以推断，弱电解质的电离程度越小，其对应离子的水解程度 。
（2）由于CH3COOH的电离程度很小，计算时可将CH3COOH的平衡浓度看成是CH3COOH溶液的浓度，则c mol·L－1的CH3COOH溶液中c（H＋）＝ （不为0）。
（3）现用某未知浓度（设为c′）的CH3COOH溶液及其他仪器、药品，通过实验测定一定温度下CH3COOH的电离平衡常数，需测定的数据有（用简要的文字说明）：
①实验时的温度；
②________________________________________________________________________；
③用 （填一种实验方法）测定溶液浓度c′。
[解析] （1）利用平衡常数的表达式，可知Ka·Kh＝Kw，若Ka越小，则Kh越大。
（2） CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/（mol·L－1） c 0 0
变化/（mol·L－1） x x x
平衡/（mol·L－1） c－x x x
其中c－x≈c，则Ka＝
则x＝ mol·L－1。
（3）利用（2）可知Ka＝，若测定Ka，需要测定CH3COOH的浓度c′及c（H＋），即测定溶液的pH和利用中和滴定测定CH3COOH的浓度。
[答案] （1）Ka·Kh＝Kw 越大
（2） mol·L－1
（3）②溶液的pH ③酸碱中和滴定
[章末知识结构整理]
（对应复习讲义第106页）
,[自我校对]
①
②
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
⑨
⑩
[答案] ①弱电解质 ②增大 ③电离程度 ④电解质本身性质
⑤温度 ⑥＝
⑦－lg c（H＋） ⑧pH试纸法 ⑨酸碱 ⑩沉淀
高频考点微专题（十） 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＞1×10－14
B.水电离的c（H＋）＞1×10－13mol·L－1
C.pH＞13
D.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＝1.0×10－7
B.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＝1.0×10－13。0.01 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
HA
H2B
电离平衡常
数（25 ℃）
Ka＝1.7×10－6
K1＝1.3×10－3
K2＝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－＋H2B
D.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
CH3COOH
HClO
H2CO3
Ka＝1.8×10－5
Ka＝3.0×10－8
Ka1＝4.4×10－7
Ka2＝4.7×10－11
A.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO
B.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－1
C.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7.14×10－12
D [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，H2SO3HSO＋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＝＝
＝＝＝1×10－12。
HSO＋H2OH2SO3＋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＝1.61×10－5。
（1）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－＋H2OHCN＋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＝1
B.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＝1.2×107
D.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：＝360
B.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或Kb）、水解平衡常数（Kh）、沉淀溶解平衡常数（Ksp）、水的离子积常数（Kw）的叙述中错误的是（ ）
A.K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞105时，该反应进行得就基本完全了
B.比较Ksp与离子积Qc的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解
C.K、Ka或Kb、Kh、Ksp、Kw都与温度有关，温度越高，常数值越大
D.弱酸HA的Ka与NaA的Kh、水的离子积常数Kw三者间的关系可表示为Kw＝Ka·Kh
[答案] C
12.（2019·合肥模拟）对烟道气中的SO2进行回收再利用具有较高的社会价值和经济价值。Na2SO3溶液吸收法：
常温下，用300 mL 1.0 mol·L－1Na2SO3溶液吸收SO2的过程中，溶液pH随吸收SO2物质的量的变化曲线如图所示。
（1）1.0 mol·L－1 Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________。
（2）若用等体积、等物质的量浓度的下列溶液分别吸收SO2，则理论上吸收量最多的是 。
A.NH3·H2O B.Na2S
C.Na2CO3 D.FeCl3
（3）常温下，H2SO3的二级电离平衡常数Ka2的数值为 。
[解析] （1）Na2SO3水溶液中，有Na＋、SO、HSO、OH－、H＋，首先，根据物料守恒c（Na＋）＝2c（SO）＋2c（HSO）＋2c（H2SO3）（溶液中钠元素是硫元素的2倍），可知Na＋浓度是最大的，SO的水解SO＋H2OHSO＋OH－，水解是微弱的，所以SO的浓度大于HSO和OH－，HSO进一步水解HSO＋H2OH2SO3＋OH－，虽然这一步水解极其微弱，但毕竟是存在的，这将导致OH－的浓度大于HSO（另外还有水的电解），1.0 mol·L－1Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Na＋）＞c（SO）＞c（OH－）＞c（HSO）＞c（H＋）。（2）若用等体积、等物质的量浓度的下列溶液（设溶质为1 mol）分别吸收SO2，A项，2NH3·H2O＋SO2===（NH4）2SO3＋H2O，1 mol NH3·H2O 吸收0.5 mol SO2；B项，2Na2S＋5SO2＋2H2O===4NaHSO3＋3S，1 mol Na2S吸收2.5 mol SO2；C项，Na2CO3＋2SO2＋H2O===2NaHSO3＋CO2，1 mol Na2CO3吸收2 mol SO2；D项，2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋4H＋＋SO，1 mol FeCl3吸收0.5 mol SO2；故选B。（3）常温下，H2SO3的二级电离平衡常数Ka2的数值为Ka2＝，Na2SO3＋H2O＋SO2===2NaHSO3，当通入0.1 mol SO2时，生成0.2 mol NaHSO3，浓度为0.2 mol/0.3 L＝2/3 mol/L，此时剩余的c（SO）＝0.2 mol/0.3 L＝2/3 mol/L，c（H＋）＝10－7.3mol/L，Ka2＝c（H＋）＝10－7.3。
[答案] （1）c（Na＋）＞c（SO）＞c（OH－）＞c（HSO）＞c（H＋） （2）B （3）10－7.3
13.已知：CH3COOHCH3COO－＋H＋达到电离平衡时，电离平衡常数可以表示为
Ka＝；
CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－达到水解平衡时，水解平衡常数可以表示为Kh＝（式中各粒子浓度均为平衡时浓度）。
（1）对于任意弱电解质来讲，其电离平衡常数Ka、对应离子的水解常数Kh以及水的离子积常数Kw的关系是 ，由此可以推断，弱电解质的电离程度越小，其对应离子的水解程度 。
（2）由于CH3COOH的电离程度很小，计算时可将CH3COOH的平衡浓度看成是CH3COOH溶液的浓度，则c mol·L－1的CH3COOH溶液中c（H＋）＝ （不为0）。
（3）现用某未知浓度（设为c′）的CH3COOH溶液及其他仪器、药品，通过实验测定一定温度下CH3COOH的电离平衡常数，需测定的数据有（用简要的文字说明）：
①实验时的温度；
②________________________________________________________________________；
③用 （填一种实验方法）测定溶液浓度c′。
[解析] （1）利用平衡常数的表达式，可知Ka·Kh＝Kw，若Ka越小，则Kh越大。
（2） CH3COOHCH3COO－＋H＋
起始/（mol·L－1） c 0 0
变化/（mol·L－1） x x x
平衡/（mol·L－1） c－x x x
其中c－x≈c，则Ka＝
则x＝ mol·L－1。
（3）利用（2）可知Ka＝，若测定Ka，需要测定CH3COOH的浓度c′及c（H＋），即测定溶液的pH和利用中和滴定测定CH3COOH的浓度。
[答案] （1）Ka·Kh＝Kw 越大
（2） mol·L－1
（3）②溶液的pH ③酸碱中和滴定
[章末知识结构整理]
（对应复习讲义第106页）
,[自我校对]
①
②
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
⑨
⑩
[答案] ①弱电解质 ②增大 ③电离程度 ④电解质本身性质
⑤温度 ⑥＝
⑦－lg c（H＋） ⑧pH试纸法 ⑨酸碱 ⑩沉淀
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