1、I五大平衡常數五大平衡常數一、水的離子積常數1. 水的離子積常數的含義H20-H+0H-表達式:25 匸時,Kw = c（H + ） cOH-） = 1.0X10-14.2. 對Kw的理解（1）Kw適用于純水、稀的電解質（酸、堿、鹽）水溶液.（2）恒溫時,Kw不變;升溫時，電離程度增大（因為電離一般吸熱）,Kvv增大.例1. （2019 -廊坊模擬）水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法不正確的是（c(Cll”)/(mol1J)D100 r:1);25 rI第一貞共十六貞022 c（ir）/（nwl-L 0A.圖中四點居間的關系：A=DVC<BB.若從A點到D點,可采用:溫度不變在水中加入少

2、量酸C若從A點到C點,可釆用:溫度不變在水中加入少量NHXl固體D.若從A點到D點,可采用:溫度不變在水中加入少量NH<C1固體解析：選C A只受溫度的影響，隨溫度升高而增大，A. D點溫度相同，B點溫度>C 點溫度>A點溫度，A正確；從A點到D點，溫度不變，酸性增強，B. D正確；As C點溫度 不同，C錯誤 二、電離平衡常數（Ka、Kb）1. 電離平衡常數的含義BOH* B + +OH-J(b= cMH)如對于 HA=H + +A-,Ka2. K值大小的意義相同溫度下,K值越小表明電離程度越小，對應酸的酸性或堿的堿性越弱.3. 影響K值大小的外因同一電解質,K值只與溫度有

3、關，一般情況下，溫度越高,K值越大;此外對于多元弱酸來說，其 KalBKa2EKa3.電離常數的3大應用（1）判斷弱酸（或弱堿）的相對強弱，電離常數越大，酸性（或堿性）越強。（2）判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強弱，電離常數越大，對應的鹽水解程度越小，酸性（或堿性） 越弱。（3）判斷復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”規律。例2.（新題預測）25 9時，電離平衡常數J化學式CHjCOOHH2CO3HCN電離平衡常數I.SXIO'®瓦：4.3X10-74.9X10fI五大平衡常數血 5.6X10T請回答下列問題;物質的童濃度為0.1 mol -17、的下列四種物質:b NaC

4、Nd. NaHCOsa. NaiCOsc. CHsCOONapH由大到小的顧序是i>bd>c_ (填編號)。(2)25C時，在a5molLT的醋酸溶液中由醋酸電離出的eg)約是由水 電離出的c(H+)的竺址-倍。(3)寫出向氤化鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式：CN- + CO3+HjO=HCOf±HCN_ O(填準確數值)。(4)25 時，CH$COOH與CHaCOONa的混合溶液，若測得混合液pH=6,則溶 液中 c(CHsC0(n -c(Nf) =_9 gXlOlmol L(5)25 9時，將a mol- L的醋酸與h mol - 17,氫氧化鈉等體積混合，反

5、AX107應后溶液恰好顯中性，用a、6表示醋酸的電離平衡常數為_牛堂解析】 酸越弱，對應酸根離子的水解程度越大，所以pH由大到小的 順序是a>b>d>coC CH3COOH由醋酸的電離平衡常數的定義得磴(CH$C00H)r 7 CHsCOO£ h+_c CH3COOH=1. 8X 10 c(CH3C00H) 0. 5 mol V,則 3X10"" mol 由水電離出的c(H+)約為擊喬mol-LY故由醋酸電離出的c(H+)約是由3X107水電離出的c(H+)的芒滬=9X10倍。(3)酸性強弱順序為H.CO,>HCN>HCOr,所以向氤

6、化鈉溶液中通入少S二氧化 碳的離子方程式為CfC+CO2+IW=HCO+HCN°(4)25 C時，CHsCOOH與CHsCOONa的混合溶液，若測得混合溶液pH=6,則 c(H+)=107 mol ，c(OH")=10-* mol fS 則溶液中 cCCHCOO")-c(Na) = c(H) c(OH-) =10* mol L"*mol L=9. 9X10* mol I/'。 gs笫一貞共十六頁五大平衡常數i(5)25 C時，將a mol -的醋酸與b mol - L'氫氧化鈉溶液等體積混合, 反應后溶液恰好顯中性，此時c(H+)=c(O

7、ir)=nr mol L, cCHsCOO一) =c(Na + ) = £ mol L -',剩余的 (CHsCOOH)=孚 mol 例3已知25 9時某些弱酸的電離常數如下表。P».V(n2O)/niLC H* -c CHaCOO" Z>X10F c CHsCOOH = &一 b °常溫下稀釋CItCOOH、HC1O兩種酸的稀溶液時，溶液pH隨加水量的變化如圖所示。下列說法正確的是弱電解質CH3COOHHCIOH2CO5電罔吊X=1.8XlOTX=3.0X10"®A：i=4. 1X10"' 血

8、=5. 6X107A.相同濃度CHsCOONa和NaClO的混合液中，各離子濃度的大小關系是 c(Na+) >c(Cl(r)>c(CH5COO) >c(0ir)>c(H+)B.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為2C10"+CO2+H2O=2HC1O+CO 廠C.圖像中a點酸的總濃度大于b點酸的總濃度C R*D.圖像中扒C兩點處的溶液中。皿 -c OIT 相等(皿代表饑COOH或HC1O)解析：選D由于CH.COOH的盡大于HC1O的血 根據鹽類水解“越弱越水解”的規律 可知，CIO的水解程度大于CHsCOCr,故混合液中離子濃度大小關系為c(Na

9、*)>c(CH,C00-) >o(Cl(r)>e(0ir)>e0r), a 錯誤由于 a；.(HXOa) >A；(HCIO) >K(HaCO,),則向 NaClO 溶液中通入少量二氧化碳生成HCIO和NaHCa,離子方程式為ClCT+g+lLLHClO+HCOT, B錯誤.由于X(CH,COOH)>A；(HC1O),稀釋相同倍數時，CH£OOH的pH變化大，則曲線I代 表CHXOOH,曲線n代表HC1O；起始時兩種酸溶液的pH相等，則有e(HC10)>c(CH,C00H), 故點酸的總濃度小于b點酸的總濃度，C錯課 CHeCOCM的電離

10、常數為A；(CH.COOH) =I笫三貞共十六頁IC H+ g CUCOQ.c CHaCOCffl五大平衡常數& C CHQXTC CHCOOC CHsCOOH C OH" 則有 c CttCOOH c GTA CHaCO(出&兩點處的溶液溫度相同，則X(CHoCOOH). &相同，故兩點溶液中C CHsCOQ.相等，D正確例4根據下表提供的數據可知，在溶液中能大量共存的粒子組是( 化學式CH3COOHHCNH2CO3弱酸HCOOHH2SH2CO3HCIO電離平衡常數(25-C)K=177X1O-4Kl = 1.3X10-7K2=7JX 10-15KI =4.

11、4X10-7K2=4.7X10-ll3.0X10-8按要求書寫離子方程式：將少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中A. H2CO3.C HCN、答案：D 例5.部分弱酸的電離平衡常數如下表:電離常數K=1.7X10 5K=4.9X10 toKl=4.3X10 7,K2 = 56X1OHCOy、 CH3COO . CN B HCOf 、 CHsCOOH、 CN 、 CO/HCOr、CN、 CO尹D. HCN、 HCO、CH3COO、CN將少量CO2氣體通入NaCIO溶液中 將少量CO2氣體通入到Na2S溶液中 答案J 2HCOOH + CO32-=2HCOO- H2O + CO2 f。CIO

12、- CO2 + H2Oh=HCIO+HCO3CO2 + H2O + S2-=HS一- HC03-例6.聯氨為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨相似，聯氨第一步電離反應的平衡常數值為.(已知：NH+H* 匸二 N肘的 Ar=87XKf5 £=1.0X10"*).已知：A=1.0X10" Al(OH)oL AlOJ+F+HaO Ar=2.0X10"' A1(OH)溶于NaOH溶液反應的平衡常數等于解析：己知s NH+T匸二NoM的滬&7X10 A；=L0X10-聯氨為二元弱堿在水中的電離方程式為N品十凡0= NJ疔+0r,則平衡常數為C N”

13、N； °Hc 忙 黃 / H =K &=8.7X1OX1. OXIO"-' TKIO'Al (OH),溶于NaOH溶液反應的離子方程式為Al (OH)>+OH"=A10；+2fy),則Al (OH),匕宀從亠亠c AlOa c AIO3 c H* 2. ox 10 "溶于NaOH溶液反應的平衡常數為c OH- =1.0X0尸20五大平衡常數答案：(1) & 7X10""(2)20 以守恒為基礎的平衡常數的汁算或表達式的書寫例7.常溫下，向10 mL Amol f 的CHsCOOH溶液中滴加等體積的

14、0. 01 mol 7的NaOH溶液，充分反應后溶液中e(Nj)=c(CH3C0Cr),下列說法不正確的是A.B.混合后溶液呈中性I第五貞共十六貞10“C.D.CHsCOOH 的電離常數 K=b_Q 01 mol L 向CILCOOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中，水的電離程度逐漸減小解析因為CHXOOH為弱酸，NaOH為強堿，反應生成CHsCOONa,根據電 荷守恒可得 C(Na) + c(H) = C(CH3COO") + c(0H"),因為 c(Na") =c(CH,COO"), 可得c(H*)=c(0H"),則混合后溶液呈中性，因為CH

15、fOONa水解呈堿性，所以CHsCOOH應過童，使溶液呈中性，所以厶>0.01,故A項.B項正確；反應后溶液呈中性，c(H+) =10"molcCCHCOO") =c(Nf) =-X0. 01 mol <L"'=0. 005 mol c(CH$COOH) =*X (b-0. 01) mol fS 所以 CHsCOOH 的電離常數 K=b黑01 molL,故C正確；向CHsCOOH溶液中滴加NaOH溶液的過程中，水 的電離程度先增大，CHsCOOH完全反應后，再滴加NaOH溶液，水的電離程度減 小，故D項錯誤。1.電高平衡常數的拓展應用(1) 根

16、據電離常數判斷電離平衡移動方向弱酸(或弱賊)溶液稀釋時平衝會向電離的方向移動但為什么會 向電離的方向移動卻很難解釋應用電離常數就能很好地解決這個 問題如5PtCH,COOH溶液進行稀釋：ciicooii = 11+ cihcoo'原平衡：cCClI.COOH) c(H十) c(CII,COO )假設稀釋 gnaoH) c(Lr) cCCHcoo-)至#*倍后：«C(H*> c(CH,COOOggl)a= cCCHCOd=容 41匸.2= cWXMCHsCOO-)_ w c(CH COOH)所以電離平衡向電離方向移動I3例8：請用化學平衡常數 ；4量判斷NaH2PO4.N

17、a2HPO4. CH3COONH4.溶液的酸堿性。NhHqPOj 溶液K623XeJ<wK" 7.52x1 曠3酸性K“3=22X1O”Kq2 6.23x10 H堿性五大平衡常數(2)計算弱酸(或弱堿)溶液中11+(或OH-)濃度已知25 °C時CHjCOOH的電離常數/C,= 1.75xlO-Klj25 9時01 mot 1廠|的CH3COOH溶液與H+CH3COO-A.= 豐露需由于水電離出的H *濃度很小，可忽略不計，故，) = c(CH3COO-), 而CHjCOOH的電離程度很小,CH3COOH的平衡濃度與0.1 mol T.-' 很接追，故可進行近

18、似計算.c2(h+)=O1*Km(H+)=x/oai75hos molI“-iHl32xl07 mol-L*.2. Ks AV Kb、Kep、Kh之間的關系(4)元弱酸強5®鹽:Kh=KJAG；(2)元弱堿強酸鹽:Kh=KJKb；(3)方程式相加減，平衡常數相乘除。方程式乘于對應的系數 ，平衡常數變為原來的幕次方(4)多元弱堿強酸鹽，如氯化鐵：Fe3+(aq) + 3H2O(l戶 Fe(OH)3(s) + 3H + (aq)Kh = c3(H + )/c(Fe3+)將(KJ3=c3(h+)xc3(OH-)與 Ksp=c(Fe3+)xc3(OH-)兩式相除, 消去 c3(OH-)可得

19、Kh=(KJ3/K5p三.水解平衡常數(弘)1.水解平衡常數的含義A-+ HgO-IIA+OH-，達到平衡時有血=況盯)機ha = n<7(A')同理，強酸羽堿鹽水解平衡常數與弱堿電離平衡常數Kb的關系為Kh= KH b2.影響Kn的因素坨值的大小是由發生加跚鷹壬的性底與溫度按同決定的溫度一定時禺 子水解能力越強,Kh值越大;溫度升高時人值增大;對于多元弱酸陰鳥子或多 元弱堿陽嵩子來說，其心1心2皿gj第六貞共十六貞CH3COONH4 溶液Kh(NH4+)=5.71xl0-10Kh(CH3COO-)=5.68xlO-10 中性例9：以CH3COOH+CN-=CH3COO-+HCN

20、為例，請從化學平衡常數的角度說明為什么強酸 能夠制弱酸？若將一總濃度的CH3COOH逐滴加入含有等物質的量的Na2CO3、NaHCO3、NaCN、NaOH 溶液中，結合氫離子的先后順序為。請從化學平衡常數的角度分析。I五大平衡常數已知：KaCH3COOH1.76x10-5HCN4.93x10-10» lieK Ci)K<r0011 > S解析劉 JII3C OOII < C< 'II ,<? <><>1I I 00+ JI YZ5I ' + <'1X0=0 I -ZOX 10 E .3 臺< X

21、 I 0 I l< < I I < ： M ) J/|X I < Id '八 對任意反應HA+B-=HB+A-, S K(H )> K(HB),則心HSR K山jlL K(IIA) J KtllU)相涇越丿7K越丿lAim進行川丿文溶度積常數(p)1.溶度積常數«卩的表達式對于組成為的電解質，飽和溶液中存在平衡AB/s戶zwA" (aq) + zjB (aq)fAS» = 處)列8皿)2 .影響心大小的因素對于確定的物質來說心只與溫度有關;一般情況下，升高溫度.K遵 熠大.3. 溶度積規則當Qc>Ksp時，溶液過飽和，有

22、沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡;當Qc=KsP時，溶液飽和, 沉淀與溶解處于平衡狀態;當Qc<Ksp時，溶液未飽和，無沉淀析岀，若加入過量難溶電解質，難溶 電解質溶解直至溶液飽和.4. Ksp與物質溶解度的關系(1) 對于組成形式相同的物質來說,Ksp越小，物質越難溶解或溶解度越小;組成形式(AmBn)不同 的物質,Ksp越小且m + n越小的物質越難溶.(2) Ksp的大小與沉淀轉化的關系:組成形式相同的難溶物質” Ksp校大的沉淀易轉化為Ksp較小 的沉淀，但當二者Ksp相差不大時，反過來也可轉化;對于組成形式(AmBn)不同的物質來說，一般 情況卞,Ksp較大且m+n也較大的

23、物質易轉化為Ksp較小且m+n也較小的物質。其他情況 則需要通過il算才能確世.5. 有關Ksp訂算的主要問題溶解度與Ksp相互換算：兩溶液混合，是否有沉淀生成(堆溶電解質飽和溶液中溶質離子濃 度的計算)：化學實臉現象與Ksp的大小判斷；混合溶液中滴加沉淀劑，哪種離子先沉淀： 劇第七頁共十六貞I五大平衡常數關于Ksp的圖像的考査；制某種離子濃度(pH值)，從而控制沉淀的生成(或不生成)。例10. 2017新課標1卷】(5)若"濾液"中cMg2*) = 0.02mol-L-加入雙氧水和磷酸(設溶液體積增加1倍)，使恰好沉淀完全即溶液中cFe*) = 1.0xl0-=mol-L

24、-S此時是否有 Mg3(PO4)2 沉淀生成？(列式il算)。【FePCX,和 Mg3(PO4)2 的 Ksp 分別為 l.SxlO'【答案】(5) Fe3恰好沉淀完全時，qP0：)= 1)x10；負2=1少101： jnolL-b必矽+)W(P0：)= l.OxlL(M1)3k(13x附:產L7xnHy心Mg5(PO02，因此不會生成?(POd沉淀。V例".已知：KspAI(0H)3 = 1X 10-33, KspFe(0H)3 = 3X1039, pH=7.1時Mn(OH)2開始沉淀。室溫下，除去 MnSO4溶液中的Fe3+、A13+(使其濃度均小于IXIO-mol L

25、-1),需調節溶液pH范圍為0【答案】(2)A|3濃度小于 1X10 6mol -1 時，C(OH')=1X10-pH = 50,所以需調節溶液pH范圍為5.0<pH<7.1o例12 有關數據如表所示，用廢電池的鋅皮制備ZnSO4-7H2O的過程 中，需除去鋅皮中的少量雜質鐵，其方法是加稀H2SO4和H2O2溶解, 鐵變為,加堿調節至pH為時，鐵剛好沉淀完全(離子濃度小于1X10-5mol LT時，即可認為該離子沉淀完全)；繼續 加堿至pH為時，鋅開始沉淀(假定Zm+濃度為01 mol L 1)0若上述過程不加H2O2后果是,原因是O化合物Zn(0H)2Fe(0H)2Fe(

26、OH)3Ksp近似值10- 1710-1710-39【解析】Fe與稀H2SO4反應生成FeSCU ,再被 H2O2氧化轉化為 Fe2(SO4)3<. Fe(OH)3 的 K* = 6(Fe * )-c(OH ') ”則有呵7?焉二心也心，則溶液的 PH=2.7。Zn(OH)2 的 K* =.以(on -)，則有 6(OH)= VC Zn， = 10-«mol-L-,則溶液的 pH =6°Fe(OH)2和 Zn(OH)2的相近，不加入H2O2將Fe?*轉化為Fe3+ ,很難將Zn"和Fe"分 幵。【答秦】Fi+ 2.76 無法將Zn2*和Fe

27、?+分離Fe(OH)2和Zn(OH)2五大平衡常數例 13.已知：4p A1 (OH) 3二1X10-33, K蟲Fe (OH) 3二3 X 10-旳, pH二7.1時肋(OHL"：始沉淀。室溫卜，除公MnSOq溶液屮 的Fe叭A13+(使其濃度均小于IXlOf mol 7-1),需調 節溶液pH范圍為O【解析】使A13+完全除去時r(0H-)=辛:aL=辟"。屏=1><10%"儷#完金除去時伽)=儒畀i =辟m“嚴1 X10-11 mol - L-1,所以應調節溶液的pH范陽為5. 0<pH<7.10答案:5.0<pH<7.1

28、例14.某溫度時,BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示下列說法中正確的是(£0二寸c(SO?)/(nw 卜 1/)A.加入Na2SO4町以使溶液由A點變到B點B.通過蒸發可以使溶液由D點變到C點CD點無BaSO4沉淀生成D. A點對應的Ksp大于C點對應的Ksp答案：C例15.已知K、Ka、Kg 心Ksp分別表示化學平衡常數、弱酸 的電離平衡常數、水的離子積常數、鹽的水解平衡常數、難溶 電解質的溶度積常數.(1) 有關上述常數的說法正確的是-a. 它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度b. 它們的大小都隨溫度的升高而增大C.常溫下,CH3COoh在水中的Kg大于在飽和CHsC

29、OONa溶液 中的Kad. 一定溫度下，在CHsCOONa溶液中傀=©%(2)已知常溫下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分別為8.0X10叭1.0X10巴向濃度均為0.1 mol/L的FeCb、MgCb的混合溶液中加入堿液，要使FP*完全沉淀而Mg"不沉淀，應該調節溶 液pH的范圍是 .(已知Ig 2 = 0.3)答案：ad 3.3<PH<9I笫九貞共十六貞I五大平衡常數i例16. (2019 連云港模擬)(1)濃縮液中主要含有、CL等離子，取一定C I"量的濃縮液，向其中滴加AgNOs溶液，當AgCl開始沉淀時，溶液中廠亍為_£7X1

30、0t_ ,已知 A；p(AgCl)=1.8X10" AAgl) =& 5X10"(2) 已知：JUAl(0H)$ = lX10T, XpFe(0H),=3X10- pH = 7. 1 時 Mn(0H)2開始沉淀。室溫下，除去MnS04溶液中的Fe'S A+(使其濃度均小于1 XICP mol D ,需調節溶液 pH 范圍_5.0VpHV7.(3) 某溶液含 0.02 mol/L Mn'S 0.1 mol/L HS,當溶液 pH=_§_時，Mr?* 開始沉淀已知：(MnS)=2.8X10" cG*)為 1. 4X10 mol L時，

31、pH=5。(4)鍛粉主要含MgO和CaO,用適量NHN)$溶液浸取鍛粉后，鎂化合物幾乎 不溶，若濾液 I 中 c(Mg2+)小于 5X10-*inol-L- 則溶液 pH 大T_li_Mg(0H) 的Xp=5X10-；該工藝中不能用(NH4)2SO4代替NH<NO$,原因是_SOP和 巒轉 化為微溶物CaSO"不利于CaO溶解解析本題主要考査沉淀溶解平衡。(1)濃縮液中主要含有Icr等離子，取一定量的濃縮液，向其中滴加AgNO, 溶液，當AgCl開始沉淀時，c(Ag+) 定，溶液中;-=: 窗 =4.7X10"Ar+濃度小于 1 Xiomol r*時，C(OH)=1X

32、1O" pH=5. 0,所以需 調節溶液pH范圍為5. 0<pH<7.1.0(曠)=從 鴛 =1.4X107 molL", pH=5時，Mn*+開始沉淀。 C Un(4)若溶液中 c(Mg2+)小于 5X10" mol L,則 c(0H")>lX10" mol L" pH大于llo該工藝中不能用(NH4)2SO4代替NOOs,原因是SO廠和轉化為微 溶物CaSOo不利于CdO溶解。五大平衡常數四大平衡常數的比較鹽的水解常數Kh鹽溶液升溫,Kh 值增人A-+H2O 0H-+HA,水解常數二c(OH-)g:(HA)c(A

33、-)溶度 積常數難溶電 解質溶 液升溫，人 多數珞, 值增大也AJ和溶液：A； c°(A葉)op常數符號適丿IJ 體系影響囚索表達式水的離 了積常數任意水 洛液溫度升咼， K涉大K亍 c(OH-) - c(H+)電離酸4謝酸溶液升溫,KHA.H+A ,電離常數c(H)ac(A-)3c(HA)常數堿弱堿 濟液值增人BOH 1 BHOH ,電離常 數巒畑)審(OH-) c(BOH)I笫計一貞共-tAiJi注意：(1) 四大平衡的基本特征相同，包括逆、動、等、立、變，其研究對象均為可逆變化過程。水解(2) 溶解平衡均有放熱反應、吸熱反應，升高溫度后Ksp值可能變大或變小;而電離平衡、 平衡

34、均為吸熱過程，升高溫度Ka(或Kb)、Kh值均變大。四大平衡常數的應用1判斷平衡移動的方向測關系平衡移動方向溶解平衡QPK逆向沉淀心成Q孑K不移動飽和溶液Q$K止向不飽和溶液I五大平衡常數2“四大常數”間的兩大等式關系(1) Ka(Kb). K*、Ksp、Kh 之間的關系 一元弱酸強堿鹽：Kh=Z心 一元弱堿強酸鹽：Kh=KJKb 多元弱堿強酸鹽，如氯化鐵：F呂+(aq) + 3H2O(l)Fe(OH)3(s)+3H+(aq)Kh=c'(H + )/c(Fe3 +),將(Kw) = ch)XcOH")與 Ksp = c(Fe +)X»(OH-)兩式相除，消去 cOH

35、)可得 Kh = (K、¥)*/Ksp。(2) M(OH) 懸濁液中 Kp/Kw、pH 間關系，M(OH)“(s)M"+(aq)+«OH-(aq)Ksp = c(M" + )c"(OH ) = c(OH -)/« X c"(OH 一)= c" + OH )/n = 1/刃 x(Kji(rpH)"+i。(3)判斷離子濃度比值的大小變化，如將NHg.PhO溶液加水稀釋 c(OH )減小，由于電離平衡常數為c(NHn- c(OH )/c(NH3 H2O),此 值不變，故c(NH；)/c(NH3-H2O),此值不

36、變，故c(NH4)/c(NH3-H2O)的値增大。例17.已知K、K、£、區、必分別表示化學平衡常數、弱酸的電離常數、水的離子積常數、鹽的水解常數、難溶電解質的溶度積常 數。有關上述常數的說法正確的是,a.它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度b.它們的大小都隨溫度的升高而增大C.常溫下，CHsCOOH在水中的K大于在飽和CMOONa溶液中的d. 一定溫度下，在CItCOONa溶液中，AKj Kb(2)25 °C時，H2SO$HSOJ +H+的電離常數X=lX10'"mol五大平衡常數T,則該溫度下 pH=3.c(HS0r)=0. Imol的 NaHSO

37、$溶液中 cOfeSOj(3) 高爐煉鐵中發生的反應有:Fe0(s)+C0(g) Fe(s)+C02(g) Ago 該反應的平衡常數表達式K=；已知1100 °C時，40.25,則平衡時CO的轉化率為,在該溫度下，若測得高爐中c(C02)=0.020 mol -c(C0) =0. 1 mol 則此時反應速率是卩正逆(填“>” “V”或I第十三貞共-tAUi已知常溫下Fe(0H)3和Mg(OH)2的心分別為& OXICT®、1. 0 X107,向濃度均為a 1 mol -的FeCl,、MgCL的混合溶液中加入 堿液，要使F£+完全沉淀而Mg2+不沉淀，

38、應該調節溶液pH的范圍是 O (已知Ig 2 = 0.3,離子濃度低于nTmol-LT時認為沉淀完全)解析:逆向移動,常數不變,(1)對于正反應為放熱反應的化學平衡，升高溫度，平衡平衡常數減小，b選項錯誤；溫度不變，CH,COOH的電離wv*、口 "、亠” C h+ C HsorC H2SO3c選項錯誤。(2)由K=得cCftSO,) =0.01 mol -L' (3)根據方程式可得氏:繚；設開C C/U始時 c(CO) =amol ，平衡時 c(CO.)=加。，則呂=0. 25,得b=5b,則平衡時CO的轉化率-=X100%=20%；Q OZ?C CU=0. 20<0

39、. 25,故卩正> 卩逆。(4)必Fe(OH)$=c(Fe'+) c'(Orr),I五大平衡常數o AVI 必F£+完全沉淀時 (0H-) =10±,得 c(OH-) =2X10- mol - f1 ox 1()7S pH=3.3, Mg (OH) 2開始沉淀時 c2(0H)=1.0X10"®(2)0.01 mol得 c0H")=lX10® mol rS pH=9,調節 pH 范圍為3.3,9。 答案：(DadI第十四貞共十六頁泠20% >(4) 3. 3, 9用分壓表示的化學平衡常數假設混合氣體中各組分氣

40、體物質的量之和為n總，該混合氣體 在T攝氏度時產生的總壓為P總，此時該混合氣體所占體積為V。 根據理想氣體狀態方程式可得：PgV=ngRT®假設該混合氣體中任意一個組分繪祜的輸質的量為葉 分壓為Pj 可得 PjV=niRT(2)將/可得：Pi/Psnj/zP產P總乘以該組分氣體的摩爾分數即m/n總 也就是說，分壓P產P總Xrij/n總aA + bB <cC + dD K =(附(砒P/ E> aZ D b壓強平衡常數，代號Kp僅適用于氣相平衡，以分壓表示各成分 的濃度 也能用濃度表示平衡常數，代號KC(PAR)Kp代表分壓平衡常數,Kc代表濃度平衡常數”都屬于反應的平衡常數, 只不過Kp代入計算要帶各氣體的分壓，而KC要帶各氣體濃度例如Jco,I五大平衡常數例炸對于氣相反應，用巣組分CIO的平衡壓強（/%代苗物質 的雖濃度 Cch） 也可喪示平衡常數（記作，則定溫丿支下反 應<«> +H川<«><«+3H2 Cu> 的KpN:隨蓿瀛度的升高.該平衡常數 （域“增大"、減小”或“不變"【2018新課標1卷】節選（2） F. Daniels等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了 25匸時O/g）分解反應:2NO(g)f 4NO/g) + O,(g) n2NO(g)英中NC