第三章 第四节 第5课时 四大平衡常数的综合应用 学案 （含答案）—2023-2024学年（人教版2019）高中化学选择性必修1
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| 名称 | 第三章 第四节 第5课时 四大平衡常数的综合应用 学案 （含答案）—2023-2024学年（人教版2019）高中化学选择性必修1 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 108.8KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-09-05 22:55:02 | ||
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文档简介
第5课时 四大平衡常数的综合应用
[核心素养发展目标]
1.构建四大平衡常数知识体系，理解四大平衡常数的关系及综合应用。
2.掌握四大平衡常数的计算。
1．四大平衡常数的比较
平衡常数 符号 适用体系 影响因素 表达式
水的离子积常数 Kw 稀的电解质溶液及纯水 温度升高，Kw增大 Kw＝c(OH－)·c(H＋)
电离常数 酸Ka 弱酸溶液 升温，K增大 HAH＋＋A－，Ka＝
碱Kb 弱碱溶液 BOHB＋＋OH－，Kb＝
盐的水解常数 Kh 某些盐溶液 升温，Kh增大 A－＋H2OOH－＋HA，Kh＝＝
溶度积 常数 Ksp 难溶电解质溶液 升温，大多数Ksp增大 MmAn的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
注意 (1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
(2)沉淀溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后Ksp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度Ka(或Kb)、Kh均变大。
2．四大平衡常数的应用
(1)判断平衡移动方向
①Q与K的关系
两者表达式相同，若Q＜K，平衡正向移动；若Q＝K，平衡不移动；若Q＞K，平衡逆向移动。
②Q与Ksp的关系
当Q＞Ksp时，有沉淀析出；当Q＝Ksp时，沉淀与溶解处于平衡状态；当Q＜Ksp时，无沉淀析出。
(2)溶液中离子浓度比值大小的判断
如将醋酸加水稀释，在稀释过程中，c(H＋)减小，由于醋酸的电离平衡常数为，此值不变，故的值增大。
(3)利用Ksp计算沉淀转化时的平衡常数
反应AgCl(s)＋Br－(aq)AgBr(s)＋Cl－(aq)的平衡常数K＝＝。
(4)利用四大平衡常数进行有关的计算
1．K、Ka、Kw分别表示化学平衡常数、弱酸电离常数和水的离子积常数，下列判断正确的是( )
A．在500 ℃、20 MPa条件下，在5 L的密闭容器中进行合成氨反应，使用催化剂后K增大
B．常温下Ka(HCN)C．25 ℃时，pH均为4的盐酸和NH4I溶液中Kw不相等
D．2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)达平衡后，改变某一条件时K不变，SO2的转化率可能增大、减小或不变
2．(1)常温下，一水合氨电离常数Kb＝1.8×10－5，向蒸馏水中通入一定量氨气配制浓度为
0.5 mol·L－1氨水，氨水的pH约等于______。(已知lg 2＝0.3，lg 3＝0.5)
(2)已知：常温下Ni(OH)2的溶度积为5.5×10－16。在0.01 mol·L－1的Ni2＋溶液中滴加氨水到pH＝8时，溶液中c(Ni2＋)＝________________________________________________。
(3)常温下，0.1 mol·L－1氯化铵溶液pH约为5，在该条件下，氯化铵水解常数Kh约为__________________________。
3．25 ℃时，已知H2SO3的电离常数为Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8；H2CO3的电离常数为Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，回答下列问题：
(1)可用Na2CO3溶液吸收CO2制备NaHCO3，该反应的离子方程式是__________________
________________________________，HCO水解平衡常数为____________。
(2)计算反应SO＋H2OHSO＋OH－的水解常数为____________。
4．沉淀转化需要满足一定条件。25 ℃时，几种难溶盐的溶度积常数如表：
难溶盐 AgCl AgBr AgI Ag2CrO4
Ksp 1.77×10－10 5.35×10－13 8.51×10－17 1.12×10－12
回答下列问题：
(1)一般来说，相同类型的难溶电解质相互转化时，溶度积小的沉淀转化为溶度积________的沉淀容易实现。向AgCl悬浊液中加入0.1 mol·L－1的KI溶液，充分振荡，可以观察到的现象是______________________________________________________________________。
(2)AgBr转化为AgI的离子方程式为_________________________________________
________________，此反应的平衡常数为____________________________________。
(3)不同类型的难溶电解质，沉淀转化需要具体分析。25 ℃时，Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)
2AgCl(s)＋CrO(aq)的平衡常数K＝______，由此可见，溶度积小的Ag2CrO4也容易转化为溶度积较大的AgCl。
5．(1)已知某温度下H2S的电离平衡常数Ka1＝9.1×10－8，Ka2＝1.1×10－12，Ksp(CuS)＝1.3×
10－36，则该温度下反应H2S＋Cu2＋CuS↓＋2H＋的化学平衡常数K＝________________。
(2)已知：①Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) ΔH＝a kJ·mol－1
②H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq) ΔH＝b kJ·mol－1
请写出Fe3＋发生水解反应的热化学方程式：__________________________________。
(3)若Fe(OH)3的溶度积常数为Ksp，H2O的离子积常数为Kw，Fe3＋发生水解反应的平衡常数K＝________________(用含Ksp、Kw的代数式表示)。
6．(1)25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图。
则25 ℃时，Ka(HF)＝__________________________________________(列式求值)。
(2)联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似。联氨第一步电离的平衡常数为________(已知：N2H4＋H＋??N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为__________________。
7．(1)[2022·湖南，16(2)①改编]某温度下，K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，则该溶液的pH＝________(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。
(2)用氨水将SO2转化为NH4HSO3，再氧化成(NH4)2SO4，实验测得NH4HSO3溶液中＝15，则溶液的pH为________(已知：该条件下H2SO3的Ka1＝1.5×10－2，Ka2＝1.0×10－7)。
第5课时 四大平衡常数的综合应用
[核心素养发展目标] 1.构建四大平衡常数知识体系，理解四大平衡常数的关系及综合应用。2.掌握四大平衡常数的计算。
1．四大平衡常数的比较
平衡常数 符号 适用体系 影响因素 表达式
水的离子积常数 Kw 稀的电解质溶液及纯水 温度升高，Kw增大 Kw＝c(OH－)·c(H＋)
电离常数 酸Ka 弱酸溶液 升温，K增大 HAH＋＋A－，Ka＝
碱Kb 弱碱溶液 BOHB＋＋OH－，Kb＝
盐的水解常数 Kh 某些盐溶液 升温，Kh增大 A－＋H2OOH－＋HA，Kh＝＝
溶度积 常数 Ksp 难溶电解质溶液 升温，大多数Ksp增大 MmAn的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
注意 (1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
(2)沉淀溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后Ksp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度Ka(或Kb)、Kh均变大。
2．四大平衡常数的应用
(1)判断平衡移动方向
①Q与K的关系
两者表达式相同，若Q＜K，平衡正向移动；若Q＝K，平衡不移动；若Q＞K，平衡逆向移动。
②Q与Ksp的关系
当Q＞Ksp时，有沉淀析出；当Q＝Ksp时，沉淀与溶解处于平衡状态；当Q＜Ksp时，无沉淀析出。
(2)溶液中离子浓度比值大小的判断
如将醋酸加水稀释，在稀释过程中，c(H＋)减小，由于醋酸的电离平衡常数为，此值不变，故的值增大。
(3)利用Ksp计算沉淀转化时的平衡常数
反应AgCl(s)＋Br－(aq)AgBr(s)＋Cl－(aq)的平衡常数K＝＝。
(4)利用四大平衡常数进行有关的计算
1．K、Ka、Kw分别表示化学平衡常数、弱酸电离常数和水的离子积常数，下列判断正确的是( )
A．在500 ℃、20 MPa条件下，在5 L的密闭容器中进行合成氨反应，使用催化剂后K增大
B．常温下Ka(HCN)C．25 ℃时，pH均为4的盐酸和NH4I溶液中Kw不相等
D．2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)达平衡后，改变某一条件时K不变，SO2的转化率可能增大、减小或不变
答案 D
解析 化学平衡常数、电离常数、水的离子积常数都只与温度有关，故A、C项错误；同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，越易电离，但电离度还与浓度等有关，B项错误；化学平衡常数不变，故改变的条件不是温度，SO2的转化率可能增大、减小或不变，D项正确。
2．(1)常温下，一水合氨电离常数Kb＝1.8×10－5，向蒸馏水中通入一定量氨气配制浓度为
0.5 mol·L－1氨水，氨水的pH约等于________。(已知lg 2＝0.3，lg 3＝0.5)
(2)已知：常温下Ni(OH)2的溶度积为5.5×10－16。在0.01 mol·L－1的Ni2＋溶液中滴加氨水到pH＝8时，溶液中c(Ni2＋)＝____________________。
(3)常温下，0.1 mol·L－1氯化铵溶液pH约为5，在该条件下，氯化铵水解常数Kh约为_________。
答案 (1)11.5 (2)5.5×10－4 mol·L－1 (3)1.0×10－9
解析 (1)设0.5 mol·L－1氨水电离出的c(OH－)为x mol·L－1，由NH3·H2ONH＋OH－可知：Kb＝＝＝1.8×10－5，解得：x≈3.0×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝×10－11 mol·L－1，pH＝－lg (×10－11)＝11＋lg 3＝11.5。
(2)pH＝8时，c(OH－)＝1.0×10－6 mol·L－1，由Ni(OH)2(s)??Ni2＋(aq)＋2OH－(aq)可知：
c(Ni2＋)＝ mol·L－1＝5.5×10－4 mol·L－1。(3)氯化铵溶液中存在水解平衡：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，0.1 mol·L－1氯化铵溶液pH约为5，则c(H＋)＝1.0×10－5 mol·L－1，则氯化铵水解常数Kh＝≈＝1.0×10－9。
3．25 ℃时，已知H2SO3的电离常数为Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8；H2CO3的电离常数为Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，回答下列问题：
(1)可用Na2CO3溶液吸收CO2制备NaHCO3，该反应的离子方程式是____________________，HCO水解平衡常数为________。
(2)计算反应SO＋H2OHSO＋OH－的水解常数为________。
答案 (1)CO＋CO2＋H2O===2HCO 2.2×10－8 (2)1.67×10－7
解析 (1)HCO水解平衡常数Kh＝＝≈2.2×10－8。(2)反应SO＋H2OHSO＋OH－的水解常数Kh＝＝＝≈1.67×10－7。
4．沉淀转化需要满足一定条件。25 ℃时，几种难溶盐的溶度积常数如表：
难溶盐 AgCl AgBr AgI Ag2CrO4
Ksp 1.77×10－10 5.35×10－13 8.51×10－17 1.12×10－12
回答下列问题：
(1)一般来说，相同类型的难溶电解质相互转化时，溶度积小的沉淀转化为溶度积________的沉淀容易实现。向AgCl悬浊液中加入0.1 mol·L－1的KI溶液，充分振荡，可以观察到的现象是________________________________________________________________________。
(2)AgBr转化为AgI的离子方程式为_________________________________________，此反应的平衡常数为____________________________________________________________。
(3)不同类型的难溶电解质，沉淀转化需要具体分析。25 ℃时，Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)
2AgCl(s)＋CrO(aq)的平衡常数K＝________，由此可见，溶度积小的Ag2CrO4也容易转化为溶度积较大的AgCl。
答案 (1)更小 沉淀变为黄色 (2)AgBr(s)＋I－(aq)AgI(s)＋Br－(aq) 6.29×103
(3)3.57×107
解析 (1)由表格可知AgI比AgCl的溶度积更小，所以白色的AgCl沉淀可以转化为黄色的AgI沉淀。
(2)AgBr转化为更难溶的AgI，Br－被I－取代，沉淀转化的离子方程式为AgBr(s)＋I－(aq)
AgI(s)＋Br－(aq)。
(3)对于反应Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)2AgCl(s)＋CrO(aq)，K＝＝＝≈3.57×107。
5．(1)已知某温度下H2S的电离平衡常数Ka1＝9.1×10－8，Ka2＝1.1×10－12，Ksp(CuS)＝1.3×
10－36，则该温度下反应H2S＋Cu2＋CuS↓＋2H＋的化学平衡常数K＝________________。
(2)已知：①Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) ΔH＝a kJ·mol－1
②H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq) ΔH＝b kJ·mol－1
请写出Fe3＋发生水解反应的热化学方程式：__________________________________。
(3)若Fe(OH)3的溶度积常数为Ksp，H2O的离子积常数为Kw，Fe3＋发生水解反应的平衡常数K＝________________(用含Ksp、Kw的代数式表示)。
答案 (1)7.7×1016 (2)Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) ΔH＝(3b－a) kJ·mol－1 (3)
解析 (1)H2S电离方程式有H2S??HS－＋H＋、HS－H＋＋S2－而Ksp＝c(Cu2＋)·c(S2－)，则K＝＝＝＝7.7×1016。(2)根据盖斯定律，将②×3－①可得Fe3＋发生水解反应的热化学方程式：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) ΔH＝(3b－a) kJ·mol－1。 (3)K＝＝＝。
6．(1)25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图。
则25 ℃时，Ka(HF)＝_________________________________________________(列式求值)。
(2)联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似。联氨第一步电离的平衡常数为________(已知：N2H4＋H＋??N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为__________________。
答案 (1)＝4×10－4
(2)8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
解析 (1)由图可知，pH＝4时，c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1、c(HF)＝4.0×10－4 mol·L－1，故Ka(HF)＝＝＝4×10－4。
(2)N2H4的第一步电离为N2H4＋H2O??N2H＋OH－，则电离平衡常数K b1＝＝＝＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7，联氨是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐为N2H6(HSO4)2。
7．(1)[2022·湖南，16(2)①改编]某温度下，K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，则该溶液的pH＝________(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。
(2)用氨水将SO2转化为NH4HSO3，再氧化成(NH4)2SO4，实验测得NH4HSO3溶液中＝15，则溶液的pH为________(已知：该条件下H2SO3的Ka1＝1.5×10－2，Ka2＝1.0×10－7)。
答案 (1)10 (2)5
解析 (1)某温度下，K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，由Ka2＝可知，c(H＋)＝×Ka2＝2×5.0×10－11 mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，则该溶液的pH＝10。(2)实验测得NH4HSO3溶液中＝15，由H2SO3的电离平衡常数，根据多重平衡规则，Ka1·Ka2＝＝1.5×10－2×1.0×10－7＝1.5×10－9，所以溶液中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，则pH＝－lg c(H＋)＝5。
[核心素养发展目标]
1.构建四大平衡常数知识体系，理解四大平衡常数的关系及综合应用。
2.掌握四大平衡常数的计算。
1．四大平衡常数的比较
平衡常数 符号 适用体系 影响因素 表达式
水的离子积常数 Kw 稀的电解质溶液及纯水 温度升高，Kw增大 Kw＝c(OH－)·c(H＋)
电离常数 酸Ka 弱酸溶液 升温，K增大 HAH＋＋A－，Ka＝
碱Kb 弱碱溶液 BOHB＋＋OH－，Kb＝
盐的水解常数 Kh 某些盐溶液 升温，Kh增大 A－＋H2OOH－＋HA，Kh＝＝
溶度积 常数 Ksp 难溶电解质溶液 升温，大多数Ksp增大 MmAn的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
注意 (1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
(2)沉淀溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后Ksp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度Ka(或Kb)、Kh均变大。
2．四大平衡常数的应用
(1)判断平衡移动方向
①Q与K的关系
两者表达式相同，若Q＜K，平衡正向移动；若Q＝K，平衡不移动；若Q＞K，平衡逆向移动。
②Q与Ksp的关系
当Q＞Ksp时，有沉淀析出；当Q＝Ksp时，沉淀与溶解处于平衡状态；当Q＜Ksp时，无沉淀析出。
(2)溶液中离子浓度比值大小的判断
如将醋酸加水稀释，在稀释过程中，c(H＋)减小，由于醋酸的电离平衡常数为，此值不变，故的值增大。
(3)利用Ksp计算沉淀转化时的平衡常数
反应AgCl(s)＋Br－(aq)AgBr(s)＋Cl－(aq)的平衡常数K＝＝。
(4)利用四大平衡常数进行有关的计算
1．K、Ka、Kw分别表示化学平衡常数、弱酸电离常数和水的离子积常数，下列判断正确的是( )
A．在500 ℃、20 MPa条件下，在5 L的密闭容器中进行合成氨反应，使用催化剂后K增大
B．常温下Ka(HCN)
D．2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)达平衡后，改变某一条件时K不变，SO2的转化率可能增大、减小或不变
2．(1)常温下，一水合氨电离常数Kb＝1.8×10－5，向蒸馏水中通入一定量氨气配制浓度为
0.5 mol·L－1氨水，氨水的pH约等于______。(已知lg 2＝0.3，lg 3＝0.5)
(2)已知：常温下Ni(OH)2的溶度积为5.5×10－16。在0.01 mol·L－1的Ni2＋溶液中滴加氨水到pH＝8时，溶液中c(Ni2＋)＝________________________________________________。
(3)常温下，0.1 mol·L－1氯化铵溶液pH约为5，在该条件下，氯化铵水解常数Kh约为__________________________。
3．25 ℃时，已知H2SO3的电离常数为Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8；H2CO3的电离常数为Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，回答下列问题：
(1)可用Na2CO3溶液吸收CO2制备NaHCO3，该反应的离子方程式是__________________
________________________________，HCO水解平衡常数为____________。
(2)计算反应SO＋H2OHSO＋OH－的水解常数为____________。
4．沉淀转化需要满足一定条件。25 ℃时，几种难溶盐的溶度积常数如表：
难溶盐 AgCl AgBr AgI Ag2CrO4
Ksp 1.77×10－10 5.35×10－13 8.51×10－17 1.12×10－12
回答下列问题：
(1)一般来说，相同类型的难溶电解质相互转化时，溶度积小的沉淀转化为溶度积________的沉淀容易实现。向AgCl悬浊液中加入0.1 mol·L－1的KI溶液，充分振荡，可以观察到的现象是______________________________________________________________________。
(2)AgBr转化为AgI的离子方程式为_________________________________________
________________，此反应的平衡常数为____________________________________。
(3)不同类型的难溶电解质，沉淀转化需要具体分析。25 ℃时，Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)
2AgCl(s)＋CrO(aq)的平衡常数K＝______，由此可见，溶度积小的Ag2CrO4也容易转化为溶度积较大的AgCl。
5．(1)已知某温度下H2S的电离平衡常数Ka1＝9.1×10－8，Ka2＝1.1×10－12，Ksp(CuS)＝1.3×
10－36，则该温度下反应H2S＋Cu2＋CuS↓＋2H＋的化学平衡常数K＝________________。
(2)已知：①Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) ΔH＝a kJ·mol－1
②H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq) ΔH＝b kJ·mol－1
请写出Fe3＋发生水解反应的热化学方程式：__________________________________。
(3)若Fe(OH)3的溶度积常数为Ksp，H2O的离子积常数为Kw，Fe3＋发生水解反应的平衡常数K＝________________(用含Ksp、Kw的代数式表示)。
6．(1)25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图。
则25 ℃时，Ka(HF)＝__________________________________________(列式求值)。
(2)联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似。联氨第一步电离的平衡常数为________(已知：N2H4＋H＋??N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为__________________。
7．(1)[2022·湖南，16(2)①改编]某温度下，K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，则该溶液的pH＝________(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。
(2)用氨水将SO2转化为NH4HSO3，再氧化成(NH4)2SO4，实验测得NH4HSO3溶液中＝15，则溶液的pH为________(已知：该条件下H2SO3的Ka1＝1.5×10－2，Ka2＝1.0×10－7)。
第5课时 四大平衡常数的综合应用
[核心素养发展目标] 1.构建四大平衡常数知识体系，理解四大平衡常数的关系及综合应用。2.掌握四大平衡常数的计算。
1．四大平衡常数的比较
平衡常数 符号 适用体系 影响因素 表达式
水的离子积常数 Kw 稀的电解质溶液及纯水 温度升高，Kw增大 Kw＝c(OH－)·c(H＋)
电离常数 酸Ka 弱酸溶液 升温，K增大 HAH＋＋A－，Ka＝
碱Kb 弱碱溶液 BOHB＋＋OH－，Kb＝
盐的水解常数 Kh 某些盐溶液 升温，Kh增大 A－＋H2OOH－＋HA，Kh＝＝
溶度积 常数 Ksp 难溶电解质溶液 升温，大多数Ksp增大 MmAn的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
注意 (1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
(2)沉淀溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后Ksp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度Ka(或Kb)、Kh均变大。
2．四大平衡常数的应用
(1)判断平衡移动方向
①Q与K的关系
两者表达式相同，若Q＜K，平衡正向移动；若Q＝K，平衡不移动；若Q＞K，平衡逆向移动。
②Q与Ksp的关系
当Q＞Ksp时，有沉淀析出；当Q＝Ksp时，沉淀与溶解处于平衡状态；当Q＜Ksp时，无沉淀析出。
(2)溶液中离子浓度比值大小的判断
如将醋酸加水稀释，在稀释过程中，c(H＋)减小，由于醋酸的电离平衡常数为，此值不变，故的值增大。
(3)利用Ksp计算沉淀转化时的平衡常数
反应AgCl(s)＋Br－(aq)AgBr(s)＋Cl－(aq)的平衡常数K＝＝。
(4)利用四大平衡常数进行有关的计算
1．K、Ka、Kw分别表示化学平衡常数、弱酸电离常数和水的离子积常数，下列判断正确的是( )
A．在500 ℃、20 MPa条件下，在5 L的密闭容器中进行合成氨反应，使用催化剂后K增大
B．常温下Ka(HCN)
D．2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)达平衡后，改变某一条件时K不变，SO2的转化率可能增大、减小或不变
答案 D
解析 化学平衡常数、电离常数、水的离子积常数都只与温度有关，故A、C项错误；同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，越易电离，但电离度还与浓度等有关，B项错误；化学平衡常数不变，故改变的条件不是温度，SO2的转化率可能增大、减小或不变，D项正确。
2．(1)常温下，一水合氨电离常数Kb＝1.8×10－5，向蒸馏水中通入一定量氨气配制浓度为
0.5 mol·L－1氨水，氨水的pH约等于________。(已知lg 2＝0.3，lg 3＝0.5)
(2)已知：常温下Ni(OH)2的溶度积为5.5×10－16。在0.01 mol·L－1的Ni2＋溶液中滴加氨水到pH＝8时，溶液中c(Ni2＋)＝____________________。
(3)常温下，0.1 mol·L－1氯化铵溶液pH约为5，在该条件下，氯化铵水解常数Kh约为_________。
答案 (1)11.5 (2)5.5×10－4 mol·L－1 (3)1.0×10－9
解析 (1)设0.5 mol·L－1氨水电离出的c(OH－)为x mol·L－1，由NH3·H2ONH＋OH－可知：Kb＝＝＝1.8×10－5，解得：x≈3.0×10－3 mol·L－1，c(H＋)＝＝ mol·L－1＝×10－11 mol·L－1，pH＝－lg (×10－11)＝11＋lg 3＝11.5。
(2)pH＝8时，c(OH－)＝1.0×10－6 mol·L－1，由Ni(OH)2(s)??Ni2＋(aq)＋2OH－(aq)可知：
c(Ni2＋)＝ mol·L－1＝5.5×10－4 mol·L－1。(3)氯化铵溶液中存在水解平衡：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，0.1 mol·L－1氯化铵溶液pH约为5，则c(H＋)＝1.0×10－5 mol·L－1，则氯化铵水解常数Kh＝≈＝1.0×10－9。
3．25 ℃时，已知H2SO3的电离常数为Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8；H2CO3的电离常数为Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11，回答下列问题：
(1)可用Na2CO3溶液吸收CO2制备NaHCO3，该反应的离子方程式是____________________，HCO水解平衡常数为________。
(2)计算反应SO＋H2OHSO＋OH－的水解常数为________。
答案 (1)CO＋CO2＋H2O===2HCO 2.2×10－8 (2)1.67×10－7
解析 (1)HCO水解平衡常数Kh＝＝≈2.2×10－8。(2)反应SO＋H2OHSO＋OH－的水解常数Kh＝＝＝≈1.67×10－7。
4．沉淀转化需要满足一定条件。25 ℃时，几种难溶盐的溶度积常数如表：
难溶盐 AgCl AgBr AgI Ag2CrO4
Ksp 1.77×10－10 5.35×10－13 8.51×10－17 1.12×10－12
回答下列问题：
(1)一般来说，相同类型的难溶电解质相互转化时，溶度积小的沉淀转化为溶度积________的沉淀容易实现。向AgCl悬浊液中加入0.1 mol·L－1的KI溶液，充分振荡，可以观察到的现象是________________________________________________________________________。
(2)AgBr转化为AgI的离子方程式为_________________________________________，此反应的平衡常数为____________________________________________________________。
(3)不同类型的难溶电解质，沉淀转化需要具体分析。25 ℃时，Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)
2AgCl(s)＋CrO(aq)的平衡常数K＝________，由此可见，溶度积小的Ag2CrO4也容易转化为溶度积较大的AgCl。
答案 (1)更小 沉淀变为黄色 (2)AgBr(s)＋I－(aq)AgI(s)＋Br－(aq) 6.29×103
(3)3.57×107
解析 (1)由表格可知AgI比AgCl的溶度积更小，所以白色的AgCl沉淀可以转化为黄色的AgI沉淀。
(2)AgBr转化为更难溶的AgI，Br－被I－取代，沉淀转化的离子方程式为AgBr(s)＋I－(aq)
AgI(s)＋Br－(aq)。
(3)对于反应Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)2AgCl(s)＋CrO(aq)，K＝＝＝≈3.57×107。
5．(1)已知某温度下H2S的电离平衡常数Ka1＝9.1×10－8，Ka2＝1.1×10－12，Ksp(CuS)＝1.3×
10－36，则该温度下反应H2S＋Cu2＋CuS↓＋2H＋的化学平衡常数K＝________________。
(2)已知：①Fe(OH)3(s)Fe3＋(aq)＋3OH－(aq) ΔH＝a kJ·mol－1
②H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq) ΔH＝b kJ·mol－1
请写出Fe3＋发生水解反应的热化学方程式：__________________________________。
(3)若Fe(OH)3的溶度积常数为Ksp，H2O的离子积常数为Kw，Fe3＋发生水解反应的平衡常数K＝________________(用含Ksp、Kw的代数式表示)。
答案 (1)7.7×1016 (2)Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) ΔH＝(3b－a) kJ·mol－1 (3)
解析 (1)H2S电离方程式有H2S??HS－＋H＋、HS－H＋＋S2－而Ksp＝c(Cu2＋)·c(S2－)，则K＝＝＝＝7.7×1016。(2)根据盖斯定律，将②×3－①可得Fe3＋发生水解反应的热化学方程式：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) ΔH＝(3b－a) kJ·mol－1。 (3)K＝＝＝。
6．(1)25 ℃时，在2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图。
则25 ℃时，Ka(HF)＝_________________________________________________(列式求值)。
(2)联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似。联氨第一步电离的平衡常数为________(已知：N2H4＋H＋??N2H的K＝8.7×107；Kw＝1.0×10－14)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为__________________。
答案 (1)＝4×10－4
(2)8.7×10－7 N2H6(HSO4)2
解析 (1)由图可知，pH＝4时，c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1、c(HF)＝4.0×10－4 mol·L－1，故Ka(HF)＝＝＝4×10－4。
(2)N2H4的第一步电离为N2H4＋H2O??N2H＋OH－，则电离平衡常数K b1＝＝＝＝K·Kw＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7，联氨是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐为N2H6(HSO4)2。
7．(1)[2022·湖南，16(2)①改编]某温度下，K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，则该溶液的pH＝________(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。
(2)用氨水将SO2转化为NH4HSO3，再氧化成(NH4)2SO4，实验测得NH4HSO3溶液中＝15，则溶液的pH为________(已知：该条件下H2SO3的Ka1＝1.5×10－2，Ka2＝1.0×10－7)。
答案 (1)10 (2)5
解析 (1)某温度下，K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，由Ka2＝可知，c(H＋)＝×Ka2＝2×5.0×10－11 mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，则该溶液的pH＝10。(2)实验测得NH4HSO3溶液中＝15，由H2SO3的电离平衡常数，根据多重平衡规则，Ka1·Ka2＝＝1.5×10－2×1.0×10－7＝1.5×10－9，所以溶液中c(H＋)＝10－5 mol·L－1，则pH＝－lg c(H＋)＝5。