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核心素养微专题7
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 水的离
适用 符号
体系
影响因素 表达式
任意水 温度升高， Kw=
Kw
子积常数
溶液
Kw增大 c(OH-)·c(H+)
HA
H++A-，电离常数Ka=
电离 常数
弱酸 酸Ka
溶液 弱碱 碱Kb
溶液
升温，
K值增大 BOH
B++OH-，电离常数Kb=
A-+H2O
盐的水
升温，Kh
Kh 盐溶液
解常数
值增大
OH-+HA，水解常数Kh=
溶度
Ksp 难溶电 升温，大 MmAn的饱和溶液：Ksp=
积常数 解质溶液 多数Ksp
值增大
cm(Mn+)· cn(Am-)
2.四大平衡常数的应用 (1)常数间的关系。 ①Kh=
②Kh=
(2)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值增大。
(3)利用四大平衡常数进行有关计算。
，此值不变，故的
【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 (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= = = 。 答案：(1)①Ⅰ ②< (2) 【延伸探究】(1)中用含有V1或V2的代数式表示醋酸的电离常数。 提示：由分析知曲线Ⅰ为滴定醋酸的曲线，pH=7时c(Na+)=c(CH3COO-)， c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1，c(CH3COO-)=c(Na+)==， c(CH3COOH)=-c(CH3COO-)=-=， Ka(CH3COOH)= = = 1.(电离常数)相同温度下，根据三种酸的电离常数，下列判断正确的是 ( ) 酸 电离常数K HX 9×10-7 HY HZ 9×10-6 10-2 A.三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ B.反应HZ+Y-HY+Z-能够发生 C.相同温度下，0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大 D.相同温度下，1 mol·L-1 HX溶液的电离常数大于0.1 mol·L-1 HX溶液的电离常数 【★解析★】选B。表中电离常数大小关系：10-2>9×10-6>9×10-7，所以酸性排序为HZ>HY>HX，可见A、C错。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。 2.(Ka、Kw、Kh三者的关系及应用)下列有关电解质溶液的说法不正确的是 ( ) A.25℃时，H2SO3的电离常数Ka1=1×10-2，Ka2=1×10-8，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh=1×10-12，则该温度NaHSO3溶液呈酸性 B.向NaHS溶液中加入少量的盐酸，则溶液中 将增大 C.在0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液中，c(OH-)= D.室温时，在易水解的NaZ溶液中加水，则量盐酸，则此值变大 【★解析★】选D。HS由Kh= 得 值变小，若加少 的电离大于水解，NaHSO3溶液呈酸性，A正确；= ，加入盐酸后，c(H+)增大，c(OH-)减 小，Kh不变，所以的水解平衡常数为Kh= = 增大，B正确；CH3COONa溶液中，醋酸根离子 ，整理可得：c(OH-)=，C正确； = 错误。 ，Kh只与温度有关，加水或加入酸以上比值均无变化，D
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