高考化学试题中的五大平衡常数.doc

1、高考化学试题中的五大常数 一、考查化学平衡常数一、考查化学平衡常数 1. 考点精析考点精析 (1)对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中 m、n、p、q 分别表示 化学方程式中个反应物和生成物的化学计量数。 当在一定温度下达到化学平衡时， 这个反应 的平衡常数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡 时的浓度,而不是其 他时刻的。据此可判断反应进行的程度：K 值越大，正反应进行的程度越大，反应物的转换 率越高； K 值越小， 正反应进行的程度越下， 逆反应进行的程度越大， 反应物的转换率越低。 (2)在进行 K 值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为“1”。例如

2、： Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定温度下，化学平衡常数。 (3)利用 K 值可判断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，可逆反应 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常数为 K。 ，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓 度和生成物的浓度有如下关系：，叫该反应的浓度商。则有以下结 论： K，V(正)V(逆)，可逆反应向正反应方向进行； K，V(正)V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态； K，V(正)V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。 (4)化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的计量数增倍 或减倍时，化学平衡常数也相应的

3、发生变化。 (5)当化学反应方程式的计量数一定时，化学平衡常数只与温度有关。 2考题例析考题例析 【例 1】（2011 福建高考题）25时，在含有 Pb2 、Sn2的某溶液中，加入过量金属 锡(Sn)，发生反应：Sn(s)Pb2 (aq) Sn2 (aq)Pb(s)，体系中 c(Pb2)和 c(Sn2)变化关系 如下图所示。 下列判断正确的是（ ） A往平衡体系中加入金属铅后，c(Pb2+)增大 B往平衡体系中加入少量 Sn(NO3)2固体后，c(Pb2+)变小 C升高温度，平衡体系中 c(Pb2+)增大，说明该反应H0 D25时，该反应的平衡常数 K2.2 解析：此题是新情景，考查平衡移动原

4、理以及平衡常数计算等核心知识，只要基础扎实 都能顺利作答。分析如下： 由于铅是固体状态，往平衡体系中加入金属铅后，平衡不移动，c(Pb2 )不变；往平衡体 系中加入少量 Sn(NO3)2固体后，平衡向左移动，c(Pb2 )变大；升高温度，平衡体系中 c(Pb2 )增大，平衡向左移动，说明该反应是放热反应，即H0；25时，该反应的平衡常数 K )c(Pb )c(Sn 2 2 =0.22/0.10=2.2，故 D 项正确。答案为 D。 【例 2】 （2011 海南高考题）氯气在 298K、100kPa时，在 1L 水中可溶解 0.09mol，实 验测得溶于水的 Cl2约有三分之一与水反应。请回答下

5、列问题： （1）该反应的离子方程式为_; （2）估算该反应的平衡常数_（列式计算） （3）在上述平衡体系中加入少量 NaOH 固体，平衡将向_移动； （4） 如果增大氯气的压强， 氯气在水中的溶解度将_ （填“增大”、 “减小”或“不变”） ， 平衡将向_移动。 解析：本题为化学平衡相关内容的综合考查，平衡题在近年的高考题中比较平和，但新 课标高考题今年引入了对过程呈现的考查，这是以后高考中应注意的。分析如下： 氯气与水反应是解题关键。题干中用“溶于水的 Cl2约有三分之一与水反应”给出可逆反 应（该反应在教材中通常没提及可逆） ；平衡常数的计算根 据题中要求列三行式求算；平衡移动是因为 H+

6、的减少向正反应方向移动；增大压强将增大 氯气的浓度，平衡向正反应方向移动。 答案为：(1)； （2） (水视为纯液体) C起 0.09 0 0 0 C变 0.093 1 0.03 0.03 0.03 C平 0.06 0.03 0.03 0.03 ； （3）正反应方向； （4）增大，正反应方向 通过以上几个案例的分析，化学平衡常数在 无机化学的解题中占有非常重要的位置；其用途 之广，概括起来，无非是直接应用和综合应用两 个方面。通过平衡常数可以直接判断一个反应进 行的程度；通过平衡常数也可以很好的解释浓度、 压强和催化剂对平衡的影响；当然，平衡常数还可以应用于各种计算，求某些特定物质的转 换率和

7、浓度。 二、考查水的离子积常数二、考查水的离子积常数 1.考点精析考点精析 (1)水是一中很弱的电解质，它能微弱的电离成 H3O+和 OH，电离方程式为： 2H2O= H3O+OH-，可以简写为： H2O= H+ + OH-。水的电离与温度有关，温度越高， 电离度越大，但 c(H+)c(OH )，水仍然显中性。 (2)水的离子积常数：在 25时的纯水中，c(H+)=c(OH)=1 10-7mol/L，此时水的离子积 KW=c(H+).c(OH)=1 10-14。在 100时的纯水中，c(H+)=c(OH)=1 10-6mol/L，此时水的离 子积 KW= c(H+).c(OH)=1 10-12

8、。 注意：任何物质的水溶液中，在常温时，KW= c(H+).c(OH)=1 10-14，KW与溶液的酸碱性无 关，只与温度有关。 (3)水的电离不但受温度的影响，同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质 的影响 酸碱溶液中水的电离程度：无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的 H+、碱电离出的 OH- 均能使 H2O OH- +H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水 的电离程度将减小。 盐溶液中水的电离程度：a.强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同； b.NaHSO4溶液与酸溶液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程 度小；c.强酸弱碱盐、

9、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使 水的电离程度增大。 溶液的酸碱性越强，水的电离程度不一定越大。酸、碱的电离抑制了水的电离，且溶 液的酸碱性越强，水的电离程度越小；盐类的水解促进了水的电离，且溶液的酸碱性越强， 水的电离程度越大。 (4)在酸、碱、盐溶液中水电离出的 c(H+)水和 c(OH ) 水 在酸性溶液中，c(OH ) 溶液c(OH ) 水c(H+)水 在碱性溶液中，c(H+)溶液c(H+)水c(OH ) 水 在水解显酸性的溶液中，c(H+)溶液c(H+)水c(OH ) 水，OH 部分与弱碱阳离子结合。 在水解显碱性的溶液中，c(OH ) 溶液c(OH )

10、水c(H+)水，H+部分与弱酸根离子结合。 2考题例析考题例析 【例 1】 （2011 安徽高考）室温下，将 1.000mol L 1 盐酸滴入 20.00mL 1.000mol L 1 氨 水中，溶液 pH 和温度随加入盐酸体积变化曲线如下图所示。下列有关说法正确的是( ). A. a 点由水电离出的 c(H+)1.0 10 14mol/L B. b 点：c(NH4+) + c(NH3 H2O)c(Cl-) C. c 点：c(Cl-)c(NH4+) D. d 点后，溶液温度略下降的主要原因是 NH3 H2O 电离吸热 解析：解析：氨水属于弱碱，因此在1.000mol L 1氨水中 OH的浓度

11、不会是1.000mol L1而是 要小于1.000mol L-1，由室温下水的离子积常数 KW= c(H+).c(OH)=1 10-14，可知溶液中 H+ 浓度应大于1.0 10-14mol/L，A 不正确；由图像可知 b 点溶液显碱性，说明此时氨水有剩余， 即溶液是由氨水和氯化铵组成的，因此有 c(NH4+) + c(NH3 H2O)c(Cl-)，B 不正确；由图像 可知 c 点溶液显中性，由电荷守衡可知 c(H+）+ c(NH4+)c(OH-) +c(Cl-)，所以 c(NH4+） c(Cl-)，C 正确；由图像可知 d 点后溶液中主要物质是 NH4Cl，而 NH4Cl 要水解吸热，所以

12、温度会略有降低，D 也不正确。答案为 C。 【例 2】（2011 四川）25时，在等体积的 pH=0 的 H2SO4溶液、0.05mol/L 的 Ba（OH）2溶液，pH=10 的 Na2S 溶液，pH=5 的 NH4NO3溶液中，发生电离的水的物 质的量之比是（ ） A.1:10:1010:10 9 B.1:5:5 10 9 :5 10 8 C.1:20:1010:10 9 D.1:10:10 4 :10 9 解析解析：酸或碱是抑制水电离的，且酸性越强或碱性越强，抑制的程度就越大；能发生水 解的盐是促进水电离的。 由25时水的离子积常数KW= c(H+).c(OH)=1 10-14， 可知

13、中发生电离的水的物质的量分别是 10-14、10-13、10-4、10-5，所以选项 A 正确。答案为 A。 【例3】在 T时，某 NaOH 稀溶液中，c(H+) 10-a mol/L， c(OH )10-b mol/L，已知 a + b12。 向该溶液中逐滴加入 pHc 的盐酸 （T） ， 测得混合溶液的部分 pH 如下表所示： 序号 NaOH 溶液的体积/mL HCl 溶液的体积/mL 溶液的 pH 20.00 0.00 8 20.00 20.00 6 假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则 c 为（ ） A. 3 B. 4 C. 5 D. 6 解析：解析：解答本题的关键是：一审温度：有关

14、溶液 pH 的计算与 KW关系极为密切，只有 在给定的温度下的 KW才能用 c(H+)和 c(OH-)来和换算。二审数据：如本题中首先要审题干， 分析在 NaOH 溶液中 c(H+)、c(OH-)数据的作用（用 T时 KW的计算） ，结合表格数据根据 KW来判断溶液的 pH，据此来计算出 c(NaOH)、c(HCl)，从而得出 c 的值。 根据题意可知在该温度下，水的离子积常数是1 10-12，而不是1 10-14，通过可知，此 NaOH 溶液中 c(OH-)1 10-4mol/L,由可知,加入20.00 mL 盐酸后溶液的 pH6，此时恰好 完全中和。则盐酸中 c(H+)0.020L 10-

15、4mol/L 0.020L1 10-4mol/L，则 c4。答案为 B。 三、三、考查电离平衡常数考查电离平衡常数 1.考点精析考点精析 (1)在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分 子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。如 CH3COOHCH3COO-+H+， Ka=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH). (2)电离平衡常数是描述弱电解质的电离平衡的主要参数，也是弱酸、弱碱是否达到平 衡状态的标尺。它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。 (3)对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的 H+对下一级电离起到抑制作

16、用，一般是 K1K2K3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多， 因此在计算多元素弱酸溶液的 c(H+)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 2考题例析考题例析 【例 1】 （2011 山东高考）室温下向 10mL pH=3 的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法 正确的是（ ） A.溶液中导电粒子的数目减少 B.溶液中 )()( )( 3 3 OHcCOOHCHc COOCHc 不变 C.醋酸的电离程度增大，c(H+)亦增大 D.再加入 10mlpH=11 的 NaOH 溶液，混合液 pH=7 解析解析：醋酸属于弱酸，加水稀释有利于醋酸的电离，所以醋酸的

17、电离程度增大，同时溶 液中导电粒子的数目会增大，由于溶液体积变化更大，所以溶液的酸性会降低，即 c(H )、 c(CH3COO )、c(CH 3COOH)均会降低，因此选项 A、C 均不正确；由水的离子积常数 )()( OHcHcKW知 )( )( Hc K OHc W ， 所 以 )()( )( 3 3 OHcCOOHCHc COOCHc W a W K K KCOOHCHc COOCHcHc )( )()( 3 3 其中 a K表示醋酸的电离平衡常数，由于水的离子积常数和 醋酸的电离平衡常数均只与温度有关，所以选项 B 正确；pH=3 的醋酸说明醋酸的浓度大于 0.001mol/L，pH=

18、11 的 NaOH 溶液说明氢氧化钠的浓度等于 0.001mol/L，因为在稀释过程中 醋酸的物质的量是不变的，因此加入等体积的 pH=11 的 NaOH 溶液时，醋酸会过量，因此 溶液显酸性，D 不正确。答案为 B。 四、考查沉淀溶解平衡常数四、考查沉淀溶解平衡常数 1.考点精析考点精析 （1）沉淀溶解平衡中的常数（）沉淀溶解平衡中的常数（Ksp）溶度积溶度积 定义：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数 叫做溶度积常数（或溶度积） 表示方法： 以 MmAn(s) mMn+(aq) + nAm (aq)为例 （固体物质不列入平衡常数） ， Kspc(Mn+)m c

19、(Am ) n，如 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl (aq)，K spc(Ag +) c(Cl)。 影响溶度积（Ksp）的因素：Ksp只与难容电解质的性质、温度有关，而与沉淀的量 无关，并且溶液中的离子浓度的变化只能使平衡移动，并不改变溶度积。 意义：Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，当化学式所表示的阴、阳离子个 数比相同时，Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力相对越强；可以用 Ksp来计算 饱和溶液中某种离子的浓度。 （2）判断沉淀生成与否的原则）判断沉淀生成与否的原则溶度积规则溶度积规则 通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积离子积（Qc）的相对大小，可以判 断难

20、溶电解质在给的条件下沉淀能否生成或溶解： .QcKsp，溶液过饱和，既有沉淀析出，直到溶液饱和，达到新的平衡； .QcKsp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态； .QcKsp，溶液未饱和无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶 液饱和。 （3）对溶度积的理解）对溶度积的理解 溶度积和溶解度都可以用来表示物质的溶解能力。 用溶度积直接比较不同物质的溶解性时，物质的类型应相同。对于化学式中阴、阳离 子个数比不同的难溶电解质，不能通过直接比较 Ksp的大小来确定其溶解能力的大小。 溶液中的各离子浓度的变化只能使沉淀溶解平衡移动，并不改变溶度积。 （4）影响沉淀平衡的因素）影响沉淀平衡的

21、因素 内因：难溶电解质本身的性质。 外因：浓度，加水稀释沉淀平衡向溶解的方向移动，但 Ksp不变。温度，升高温 度沉淀溶解平衡向吸热的方向移动，同时 Ksp随温度的变化而变化。同离子效应，向沉淀 平衡体系中加入相同的离子，使平衡向沉淀方向移动，但 Ksp不变。向沉淀平衡体系中加 入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体的分子， 使平衡体向溶解的方向移动， 但 Ksp不变。 2考题例析考题例析 【例 1】 （2011 浙江高考）海水中含有丰富的镁资源。某同学设计了从模拟海水中制备 MgO 的实验方案： 注：溶液中某种离子的浓度小于 1.0 10-5 mol/L，可认为该离子不存在；实验过程中

22、， 假设溶液体积不变。 已知：Ksp(CaCO3)4.96 10 9；K sp(MgCO3)6.82 10 6；K spCa(OH)24.68 10 -6； KspMg(OH)25.61 10 -12。下列说法正确的是（ ） A沉淀物 X 为 CaCO3 B滤液 M 中存在 Mg2+，不存在 Ca2+ C滤液 N 中存在 Mg2+、Ca2+ D步骤中若改为加入 4.2 g NaOH 固体，沉淀物 Y 为 Ca(OH)2和 Mg(OH)2的混合物 解析：解析：本题通过图表结合，考察方式很新颖，主要考察溶度积的计算和分析。解题时要 能结合溶度积计算，分析推断沉淀是否产生。分析如下： 步骤发生 Ca

23、2+OH-+ HCO3-= CaCO3H2O；步骤：KspMg(OH)2c(Mg2+) (10-3)2 5.6 10-12，c(Mg2+)5.6 10 6。QCa(OH) 2c(Ca 2+) (10-3)210-8K sp，无 Ca(OH)2析出。 A 选项正确，生成 0001 mol CaCO3。B 选项错误，剩余 c(Ca2+)0.001 mol/L。C 选项错误， 模拟海水中的离 子浓度（mol/L） Na+ Mg2+ Ca2+ Cl- HCO3- 0.439 0.050 0.011 0.560 0.001 c(Mg2+)5.6 10-610-5，无剩余，D 选项错误，生成 0.05 m

24、ol Mg(OH)2，余 0.005 mol OH-， QCa(OH)20.01 0.00522.5 10-7Ksp，无 Ca(OH)2析出。答案为 A。 【例2】（2010年浙江高考）已知：25时弱电解质电离平衡数：Ka（CH3COOH） 1.8 10-5，Ka（HSCN）0.13；难溶电解质的溶度积常数：Ksp(CaF2)1.5 10-10；25时， 2.0 10-3mol L 1氢氟酸水溶液中,调节溶液 pH（忽略体积变化）得到 c（HF） 、c（F-）与溶 液 pH 的变化关系，如下图所示： 请根据以下信息回答下列问题： （1）25时，将20mL 0.10 mol L-1CH3COOH

25、 溶液和20mL 0.10 mol L-1HSCN 溶液分别 与20mL 0.10 mol L-1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积（V）随时间（t）变化的 示意图为： 反应初始阶段， 两种溶液产生 CO2气体的速率存在明显差异的原因是 ， 反应结束后所 得两溶液中，c（CH3COO ） c（SCN） （填“”、“”或“”） （2）25时，HF 电离平衡常数的数值 Ka ，列式并说明得出该常数的理由 。 （3）4.0 10-3 mol L-1HF 溶液与4.0 10-4mol L-1 CaCl2溶液等体积混合，调节混合液 pH 为4.0（忽略调节混合液体积的变化） ，通过列式计算说明

26、是否有沉淀产生。 解析：解析：本题给出的信息多，先对信息进行初步分析，也可以根据问题再去取舍信息。比 较全面地考察了电离平衡常数与溶解平衡常数的知识内容。 要求会读图， 掌握平衡常数的表 达式和含义：达到饱和溶液时的最大值，大于则沉淀析出，小于则不析出。明确平衡常数是 随温度变化的，不随溶液中的离子浓度的实际值而发生变化。 信息分析：HSCN 比 CH3COOH 易电离，CaF2难溶。pH6时以 F- 存在，pH0 时以 HF 存在。F- 与 HF 总量不变。(1)相同的起始条件,只能是因为两种酸的电离度不同导 致溶液中起始反应时 H+浓度不同引起反应速率的不同。反应结束后,溶质为 CH3CO

27、ONa 和 NaSCN,因 CH3COOH 酸性弱于 HSCN,故 CH3COONa 水解程度大，c(CH3COO- )c(SCN- )。 (2)HF 电离平衡常数 Kac(H+) c (F-)/ c(HF)，其中 c(H+)、c (F-)、c(HF)都是电离达到平衡 时的浓度，选择中间段图像求解。根据图像：pH4时，c(H+)10-4mol L-1，c (F-)1.6 10-3 mol L-1、 c(HF）4.0 10-4mol L-1。Ka 0.4 10-3。 （3）pH4.0，则 c(H+)10-4mol L-1， 此时：根据 HF 电离，产生的 c (F-)1.6 10-3mol L-

28、1，而溶液中的 c(Ca2+)2.0 10-4mol L-1。 c2 (F-) c(Ca2+)5.12 10-10，5.12 10-10大于 Ksp(CaF2)1.5 10-10，有少量沉淀产生。 【例 3】（2011 福建高考）四氯化钛（TiCl4）是制取航天航空工业材料钛合金的 重要原料，由钛铁矿（主要成分是 FeTiO3）制备 TiCl4等产品的一种工艺流程示意如下： 回答下列问题： （1）往中加入铁屑至浸出液显紫色，此时溶液仍呈强酸性。该过程中有如下反应发生。 2Fe3 Fe = 3Fe2 2TiO2 (无色) Fe4H = 2Ti3(紫色) Fe22H 2O Ti3 (紫色) Fe3

29、H 2O = TiO 2(无色) Fe22H 加入铁屑的作用是_。 （2）在工艺中需要控制条件以形成 TiO2 n H2O 溶胶，该分散质颗粒直径大小在 _范围。 （3） 若把中制得的固体 TiO2 n H2O 用酸清洗除去其中的 Fe (OH)3杂质， 还可制得钛白粉。 已知 25时，KspFe(OH)32.79 10-39,该温度下反应 Fe (OH)33H Fe3 H 2O 的平 衡常数 K=_。 （4）已知：TiO2 (s) 2 Cl2 (g)= TiCl4(l) O2(g) H=+140KJ mol-1 2C(s) O2(g)= 2CO(g) H=221KJ mol-1 写出中TiO

30、2和焦炭、 氯气反应生成液态TiCl4和CO气体的热化学方程式： _。 （5）上述工艺具有成本低、可用低品位矿物为原料等优点。依据绿色化学理念，该工艺流 程中存在的不足之处是_（只要求写出一项）。 （6）依据右表信息，要精制含少量 SiCl4杂质的 TiCl4 ，可采用_方法。 TiCl4 SiCl4 熔点/ 25.0 68.8 沸点/ 136.4 57.6 解析解析：本题是典型的化工流程题，问题设置不难。但第（3）小问设计精妙！利用数学 关系巧妙代换求出反应的平衡常数， 机智灵活地考查了沉淀溶解平衡常数与水的离子积常数 之间的关系，命题者可谓独具匠心。分析如下： （1）根据题意给出方程式分析

31、铁屑的作用就是作为还原剂的，即：将 Fe3 还原为 Fe2，另 外浸出液显紫色，说明含有 Ti3 ，防止 Ti3被 Fe3氧化成 TiO2。参考答案中“生成 Ti3保 护 Fe2 不被氧化。”有点让人费解，能不能说成“防止 Ti3被 Fe3氧化成 TiO2”或者说“将 TiO2 还原成 Ti3”。 （2）形成 TiO2 n H2O 溶胶，说明得到胶体，其分散质颗粒直径大小为 10 910 7m（或 1nm100nm）； （3）KspFe(OH)3=c(Fe3+) c3(OH)2.79 1039，25时，c(H+) c(OH)Kw1 1014； 反应 Fe (OH)33H Fe3 H 2O 的平

32、衡常数 K= )( )c( 3 3 Hc Fe 42 -33 10 )()c( OHcFe 42 -39 10 102.79 2.79 103。 （4）涉及盖斯定律计算，比较常规，按要求写出方程式相加即可得出答案： TiO2(s) 2C(s)2Cl2 (g)TiCl4(l)2CO(g) H=-81KJ mol-1 （5）依据绿色化学理念，该工艺流程中存在的不足之处产生了废气，废液，废渣等。 （6） 右表信息可以看出， SiCl4， TiCl4两者的沸点相差较大， 要精制含少量 SiCl4杂质的 TiCl4 可用蒸馏（或分馏）等方法。 五五、考查考查水解常数水解常数 1.考点精析考点精析 (1)

33、在一定温度下，能水解的盐（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐）在水溶液中达 到水解平衡时，生成的弱酸（或弱碱）浓度与氢氧根离子（或氢离子）浓度之积与溶液中未 水解的弱酸根阴离子（或弱碱的阳离子）浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。 强碱弱酸盐：如：CH3COONa 溶液：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- Kh=c(CH3COOH)c(OH-)/c(CH3COO-)= c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)/c(CH3COO-)c(H+) =c(OH-)c(H+)/c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH)= Kw / Ka 强酸弱碱盐：如：NH4Cl 溶液：N

34、H4 H 2O NH3.H2O + H Kh=c(NH3.H2O)c(H+)/c(NH4+)= c(NH3.H2O)c(H+) c(OH-)/c(NH4+) c(OH-) = c(H+) c(OH-)/c(NH4+) c(OH-)/ c(NH3.H2O)= Kw / Kb 其中：Kh为水解平衡常数、Ka(Kb)为弱酸(或弱碱)的电离平衡常、Kw 为水的离子积常数 (2)水解平衡常数是描述能水解的盐的能水解平衡的主要参数。它只受温度的影响，因水 解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。 (3)对于多元弱酸盐来说，多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，例如 Na3PO4的水解： 第一步：PO43-

35、+ H2OHPO42-+ OH-、第二步：HPO42-+ H2OH2PO4- + OH-。第三步： H2PO4-+ H2OH3PO4 + OH-。由于上一级水解产生的 OH-对下一级水解起到抑制作用， 一般是 K1K2K3，即第二步水解通常比第一步水解难得多，第三步水解又比第二步水解 难得多， 因此在计算多元弱酸盐溶液的 c(OH-)或比较弱酸盐溶液的碱性相对强弱时， 通常只 考虑第一步水解。 2考题例析考题例析 【例 1】 （09 年福建理综）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡： CO32 H 2O HCO3 OH。下列说法正确的是（ ） A稀释溶液，水解平衡常数增大 B通入 CO2

36、，平衡朝正反应方向移动 C升高温度， 3 2 3 () () c HCO c CO 减小 D加入 NaOH 固体，溶液 pH 减小 解析解析：因平衡常数仅与温度有关，故稀释时是不变的，A 项错误；CO2通入水中，相当 于生成 H2CO3，可以与 OH 反应，而促进平衡正向移动，B 项正确；因水解过程是吸热过 程，升温，促进水解，平衡正向移动，故表达式的结果是增大的，C 项错误；D 项，加入 NaOH，碱性肯定增强，pH 增大，故 D 项错误。答案为 B。 【例 2】（原创题）已知：25时醋酸的电离平衡数：Ka（CH3COOH）1.8 10 5，水 的离子积常数：Kwc(H+).c(OH) =

37、1 10 14。则 25时，0.1mol L1CH 3COONa 水溶液中, c（OH ）约为（ ） （已知：1.8 =1.34） A. 1 10-7mol/L B. 1.8 10-6mol/L C. 7.5 10-6mol/L D. 7.5 10-5mol/L 解析解析： 本题设计的意图是利用数学关系巧妙代换求出水解平衡常数， 灵活地考查了水解 平衡常数与电离平衡数、水的离子积常数之间的关系。分析如下： CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- 起始： 0.1 0 0 改变： x x x 平衡：(0.1-x) x x Kh=c(CH3COOH)c(OH-)/c(CH3COO-)= Kw / Ka 即：x2/(0.1-x)= 1 10 14/(1.8 105) 因 CH3COONa 的水解程度很小，则(0.1-x) 0.1，上式可变为： x2/0.1 = 1 10 14/(1.8 105) x=1 10 5/(1.8 )= 7.510-6 故本题答案选 C。