第三章 章末提升课 第1课时　溶液中三大平衡的综合应用

章末提升课第1课时溶液中三大平衡的综合应用[核心素养发展目标]1.比较掌握溶液中三大平衡的特点，能用平衡观分析电解质在溶液中的变化。2.能用四大常数定量分析电解质在溶液中的变化，掌握四大常数的关系及简单计算。一、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的比较平衡类型电离平衡(如CH3COOH溶液)水解平衡(如CH3COONa溶液)沉淀溶解平衡(如AgCl的溶解平衡)影响因素升温促进电离Ka增大促进水解Kh增大若溶解度与温度成正比，促进溶解；反之，抑制溶解若溶解度与温度成正比，则Ksp增大；反之，则Ksp减小加水促进电离Ka不变促进水解Kh不变促进溶解Ksp不变加入相应离子加入CH3COONa或盐酸，抑制电离Ka不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解Kh不变加入AgNO3或NaCl，抑制溶解Ksp不变加入反应离子加入OH－，促进电离Ka不变加入H＋，促进水解Kh不变加入氨水，促进溶解Ksp不变(1)Na2SO3溶液与NaHSO3溶液中所含微粒的种类一定相同()(2)25℃时，分别测定浓度均为0.1mol·L－1的CH3COONH4和NaHCO3溶液的pH，后者大于前者，Kh(CH3COO－)<Kh(HCOeq\o\al(－,3))()(3)FeCl3水解可生成Fe(OH)3胶体，所以FeCl3可用作净水剂()(4)将AgBr和AgCl的饱和溶液等体积混合，再加入足量AgNO3浓溶液，产生沉淀的物质的量：AgCl>AgBr()1．(2024·广东揭阳普宁二中高二检测)根据下列实验操作，现象和结论都正确的是()实验操作现象结论A用pH试纸测定饱和新制氯水的pHpH试纸变红色饱和新制氯水呈酸性B向AgNO3溶液中依次滴加NaCl、KI溶液依次出现白色、黄色沉淀Ksp(AgCl)<Ksp(AgI)C用pH试纸测定NaCl与NaF溶液的pH前者小于后者非金属性：F<ClD等体积、pH＝3的两种酸HA和HB，分别与足量Zn反应HA放出的氢气多酸性：HA<HB2.(2023·湖北华中师大一附中高二期中)已知常温下H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.4×10－2，Ka2＝6.0×10－8；H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.5×10－7，Ka2＝4.7×10－11。下列说法不正确的是()A．稀释NH3·H2O溶液，eq\f(cOH－,cNH\o\al(＋,4))减小B．酸性：H2SO3>H2CO3>HSOeq\o\al(－,3)>HCOeq\o\al(－,3)C．用NH3·H2O溶液吸收SO2，当溶液呈中性时，c(SOeq\o\al(2－,3))∶c(HSOeq\o\al(－,3))＝0.6D．pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SOeq\o\al(2－,4))与c(H＋)的比值约为1∶103．(2023·山东德州高二期中)Fe2(SO4)3溶于一定量水中，溶液呈浅棕黄色(a)。加入少量浓HCl，黄色加深(b)。已知：Fe3＋＋4Cl－[FeCl4]－(黄色)；浓度较小时[Fe(H2O)6]3＋(用Fe3＋表示)几乎无色。取溶液进行如下实验，对现象的分析不正确的是()A．测溶液a的pH≈1.3，证明Fe3＋发生了水解B．将溶液a滴入沸水中并加热，有丁达尔效应，说明加热能促进Fe3＋水解C．加入浓HCl，H＋与Cl－对溶液颜色变化、Fe3＋浓度大小的影响是一致的D．向b中加入AgNO3后，黄色褪至几乎无色，说明H＋能抑制Fe3＋水解4．(2023·青岛高二月考)室温下，通过下列实验探究Na2CO3的性质。已知：25℃时，H2SO3的Ka1＝1.4×10－2、Ka2＝6.0×10－8，H2CO3的Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11。实验1：配制50mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液，测得溶液pH约为12；实验2：取10mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液，向其中加入少量CaSO4固体充分搅拌，一段时间后过滤。向滤渣中加入足量稀盐酸，固体完全溶解；实验3：取10mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液，向其中缓慢滴入等体积0.1mol·L－1稀盐酸。下列说法正确的是()A．实验1所得溶液中，c(OH－)－c(H＋)＝c(HCOeq\o\al(－,3))＋2c(H2CO3)B．根据实验2，可推测Ksp(CaCO3)>Ksp(CaSO4)C．实验3反应后溶液中存在：c(Na＋)＝c(H2CO3)＋c(HCOeq\o\al(－,3))＋c(COeq\o\al(2－,3))D．25℃时，反应COeq\o\al(2－,3)＋H2SO3HCOeq\o\al(－,3)＋HSOeq\o\al(－,3)的平衡常数约为3.0×108二、四大平衡常数的区别与联系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＋)电离酸Ka弱酸溶液升温，K增大HAH＋＋A－，Ka＝eq\f(cH＋·cA－,cHA)常数碱Kb弱碱溶液BOHB＋＋OH－，Kb＝eq\f(cB＋·cOH－,cBOH)盐的水解常数Kh某些盐溶液升温，Kh增大A－＋H2OOH－＋HA，Kh＝eq\f(cOH－·cHA,cA－)＝eq\f(Kw,Ka)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－)2.水溶液中平衡常数及它们之间的关系(1)平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。升高温度，Ka、Kb、Kw、Kh均增大。(2)Ka、Kh、Kw三者的关系式为Kh＝eq\f(Kw,Ka)；Kb、Kh、Kw三者的关系式为Kh＝eq\f(Kw,Kb)。(3)对二元酸的Ka1、Ka2与相应酸根离子的Kh1、Kh2的关系式为Ka1·Kh2＝Kw，Ka2·Kh1＝Kw。(4)反应CdS(s)＋2H＋(aq)Cd2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数为K，则K＝eq\f(KspCdS,Ka1H2S·Ka2H2S)。(5)反应3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq)2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋(aq)的平衡常数K＝eq\f(c3Mg2＋,c2Fe3＋)＝eq\f(K\o\al(3,sp)[MgOH2],K\o\al(2,sp)[FeOH3])。(1)0.1mol·L－1NH4Cl溶液从15℃升温到25℃时，eq\f(cNH3·H2O·cOH－,cNH\o\al(＋,4))的值不变()(2)25℃时，HCN的电离平衡常数Ka＝6.2×10－10，等浓度HCN与NaCN的混合溶液pH>7()(3)常温下，pH＝9的NaHA溶液：c(Na＋)>c(HA－)>c(A2－)>c(H2A)()(4)常温下，Ksp[Mg(OH)2]＝5.6×10－12，pH＝10的含Mg2＋的溶液中，c(Mg2＋)≤5.6×10－4mol·L－1()(5)FeS溶于稀硫酸，而CuS不溶于稀硫酸，则Ksp(FeS)>Ksp(CuS)()1．Ka、Kw、Kh、Ksp分别表示电离常数、水的离子积常数、水解常数、溶度积常数，下列判断不正确的是()A．室温下Ka(HClO)<Ka(CH3COOH)，CH3COOH的电离度一定比HClO的大B．c(H＋)＝eq\r(Kw)mol·L－1的溶液任何温度下均为中性C．已知25℃时，AgCl和砖红色沉淀Ag2CrO4的Ksp分别为1.8×10－10和2.0×10－12，则用AgNO3标准溶液滴定Cl－时，可采用K2CrO4为指示剂D．某温度下，一元弱酸HA的Ka越小，则NaA的Kh越大2．(2023·山东日照高二期中)室温下，用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定盐酸酸化的0.02mol·L－1FeCl3溶液的pH－t曲线如图所示。下列说法正确的是()已知：①室温时Ksp[Fe(OH)3]＝4.0×10－38；②lg2≈0.3。A．Fe3＋的水解平衡常数为2.5×10-5B．若b点c(Fe3＋)＝10－5mol·L－1，则x＝3.2C．ab段仅发生反应：Fe3＋＋3OH－=Fe(OH)3↓D．从a到c点，水的电离程度一直减少3．已知pH＝6的含磷废水中的磷以磷酸及其盐的形式存在。某温度下，磷酸的pKa与溶液的pH的关系如图，下列叙述不正确的是()A．该废水中离子浓度存在关系：c(H2POeq\o\al(－,4))>c(HPOeq\o\al(2－,4))>c(POeq\o\al(3－,4))B．若逐渐增大该废水的pH，溶液中c(HPOeq\o\al(2－,4))将先增大后减小C．室温下，H3PO4＋HPOeq\o\al(2－,4)=2H2POeq\o\al(－,