素养说明：化学学科核心素养要求考生：“认识化学变化有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析化学反应，运用化学反应原理解决实际问题。
”平衡常数是定量研究可逆过程平衡移动的重要手段，有关各平衡常数的应用和求算是高考常考知识点，在理解上一定抓住，各平衡常数都只与电解质本身和温度有关，而与浓度、压强等外界条件无关。
1.四大平衡常数对比电离常数(K a、K b)水的离子积常数(K w) 难溶电解质的溶度积常数(K sp)盐类的水解常数(K h)概念在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数一定温度下，水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一个常数在一定温度下，当盐类水解反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的盐类水解平衡常数表达式(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数K a＝c（H＋）·c（A－）c（HA）(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）K w＝c(OH－)·c(H＋)M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)以NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋为例影响因素只与温度有关，升高温度，K值增大只与温度有关，升高温度，K w增大只与难溶电解质的性质和温度有关盐的水解程度随温度的升高而增大，K h随温度的升高而增大2.“四大常数”间的两大等式关系(1)K W、K a(K b)、K sp、K h之间的关系①一元弱酸强碱盐：K h＝K W/K a；②一元弱碱强酸盐：K h＝K W/K b；③多元弱碱强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。
将(K W)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝(K W)3/K sp。
(2)M(OH)n悬浊液中K sp、K w、pH间关系，M(OH)n(s)M n＋(aq)＋n OH－(aq)K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c（OH－）n·cn(OH－)＝c n＋1（OH－）n＝1n(K w10－pH)n＋1。
[题型专练]1.(2018·银川模拟)下列有关说法中正确的是()A.某温度时的混合溶液中c(H＋)＝K w mol·L－1，说明该溶液呈中性(K w为该温度时水的离子积常数)B.由水电离出的c (H ＋)＝10－12mol·L －1的溶液中：Na ＋、Ba 2＋、HCO －3、Cl －可以大量共存C.已知K sp (AgCl)＝1.56×10－10，K sp (Ag 2CrO 4)＝9.0×10－12，向含有Cl －、CrO 2－4且浓度均为0.010 mol·L －1溶液中逐滴加入0.010 mol ·L －1的AgNO 3溶液时，CrO 2－4先产生沉淀D.常温下pH ＝7的CH 3COOH 和NaOH 混合溶液中，c (Na ＋)>c (CH 3COO －) 解析 该混合溶液中c (H ＋)＝K W mol·L －1，可得c 2(H ＋)＝K W ＝c (H ＋)·c (OH －)， c (H ＋)＝c (OH －)，则溶液呈中性，A 正确；由水电离出的c (H ＋)＝10－12mol·L －1的溶液中，存在大量H ＋或OH －，HCO －3在溶液中一定不能大量共存，B 错误；析出沉淀时，AgCl 溶液中c (Ag ＋)＝K sp （AgCl ）c （Cl －）＝1.56×10－100.01mol·L －1＝1.56×10－8mol·L －1，Ag 2CrO 4溶液中c (Ag ＋)＝K sp （Ag 2CrO 4）c （CrO 2－4）＝9.0×10－120.01mol·L－1＝3×10－5mol·L －1，所需c (Ag ＋)越小，则先生成沉淀，两种阴离子产生沉淀的先后顺序为Cl －、CrO 2－4，即Cl －先产生沉淀，C 错误；D.常温下pH ＝7的CH 3COOH 和NaOH 混合溶液中，c (H ＋)＝c (OH －)，根据电荷守恒可知：c (Na ＋)＝ c (CH 3COO －)，D 错误。
答案 A2.室温下，H 2SO 3的电离平衡常数K a1＝1.0×10－2、K a2＝1.0×10－7。
(1)该温度下NaHSO 3的水解平衡常数K h ＝________，NaHSO 3溶液的pH________(填“＞”、“＜”或“＝”)7；若向NaHSO 3溶液中加入少量I 2，则溶液中c （H 2SO 3）c （HSO －3）将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)0.1 mol/L Na 2SO 3溶液的pH ＝________，从平衡移动的角度解释SO 2－3的K h1＞K h2。
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解析 (1)K a1＝c （HSO －3）·c （H ＋）c （H 2SO 3），由HSO －3＋H 2O H 2SO 3＋OH －，K h＝c（H2SO3）·c（OH－）c（HSO－3）＝c（H2SO3）·c（OH－）·c（H＋）c（HSO－3）·c（H＋）＝K wK a1＝1.0×10－12＜K a2，这说明HSO－3的电离能力强于水解能力，故溶液显酸性，pH＜7；当加入少量I2时，＋4价的硫元素被氧化，溶液中有硫酸(强酸)生成，导致溶液的酸性增强，c(H＋)增大，c(OH－)减小，但因温度不变，故K h不变，则c（H2SO3）c（HSO－3）增大。
(2)同理可求出K h1＝K wK a2＝1.0×10－7，Na2SO3溶液的碱性主要由SO2－3的一级水解决定，设溶液中c(OH－)＝x mol/L，则c(HSO－3)≈x mol/L、c(SO2－3)＝0.1 mol/L－x mol/L≈0.1 mol/L，利用水解平衡常数易求出x＝1.0×10－4 mol/L，pH＝10。
一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用，导致二级水解程度降低。
答案(1)1.0×10－12＜增大(2)10一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用3.(2018·湖北联考)已知K、K a、K w、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。
(1)有关上述常数的说法正确的是________(双选；填选项字母)。
a.它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度b.它们的大小都随温度的升高而增大c.常温下，CH3COOH在水中的K a大于在饱和CH3COONa溶液中的K ad.一定温度下，在CH3COONa溶液中，K w＝K a·K h(2)25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH＋4)＝c(Cl－)，则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K b＝________。
(3)25 ℃时，H2SO3HSO－3＋H＋的电离常数K a＝1×10－2mol·L－1，则该温度下pH＝3、c(HSO－3)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝________。
(4)高炉炼铁中发生的反应有FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)ΔH<0该反应的平衡常数表达式K＝________；已知1 100 ℃时，K＝0.25，则平衡时CO的转化率为________；在该温度下，若测得高炉中c(CO2)＝0.020 mol·L－1，c(CO)＝0.1 mol·L－1，则此时反应速率是v正________v逆(填“>”“<”或“＝”)。
(5)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的K sp分别为8.0×10－38、1.0×10－11，向浓度均为0.1 mol·L－1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入碱液，要使Fe3＋完全沉淀而Mg2＋不沉淀，应该调节溶液pH的范围是________。
(已知lg 2＝0.3，离子浓度低于10－5mol·L－1时认为沉淀完全)解析(1)对于正反应为放热反应的化学平衡，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，b选项错误；温度不变，CH3COOH的电离常数不变，c选项错误。
(2)根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH＋4)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH＋4)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液显中性。
K b＝c（NH＋4）·c（OH－）c（NH3·H2O）＝5×10－3×10－70.5a－5×10－3＝10－9 a－0.01。
(3)由K a＝c（H＋）·c（HSO－3）c（H2SO3），代入数据得c(H2SO3)＝0.01 mol·L－1。
(4)根据方程式可得K＝c（CO2）c（CO）；设开始时c(CO)＝a mol·L－1，平衡时c(CO2)＝b mol·L－1，则ba－b＝0.25，得a＝5b，则平衡时CO的转化率为ba＝b5b×100%＝20%；Q c＝c（CO2）c（CO）＝0.20<0.25，故v正>v逆。
(5)K sp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)，Fe3＋完全沉淀时c3(OH－)＝8.0×10－3810－5，得c(OH－)＝2×10－11mol·L－1，pH＝3.3，Mg(OH)2开始沉淀时c2(OH－)＝1.0×10－110.1＝1.0×10－10，得c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，pH＝9，调节pH范围为[3.3，9)。