高考人教版化学一轮复习文档：第8章 物质在水溶液中的行为 专题突破10 含答案

高三化学一轮复习PAGE3-1．水解常数的概念在一定温度下，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)浓度和氢氧根离子(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。2．水解常数(Kh)与电离常数的定量关系(以CH3COONa为例)CH3COONa溶液中存在如下水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝eq\f([CH3COOH][OH－],[CH3COO－])＝eq\f([CH3COOH][OH－][H＋],[CH3COO－][H＋])＝eq\f([OH－][H＋],\f([CH3COO－][H＋],[CH3COOH]))＝eq\f(Kw,Ka)因而Ka(或Kh)与Kw的定量关系为：(1)Ka·Kh＝Kw或Kb·Kh＝Kw(2)Na2CO3的水解常数Kh＝eq\f(Kw,Ka2)(3)NaHCO3的水解常数Kh＝eq\f(Kw,Ka1)3．水解平衡常数是描述能水解的盐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。1．已知25℃时，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.8×10－5mol·L－1，该温度下1mol·L－1的NH4Cl溶液中[H＋]＝________mol·L－1。(已知eq\r(5.56)≈2.36)答案2.36×10－5解析Kh＝eq\f([H＋][NH3·H2O],[NH\o\al(＋,4)])＝eq\f(Kw,Kb)[H＋]≈[NH3·H2O]，而[NHeq\o\al(＋,4)]≈1mol·L－1。所以[H＋]≈eq\r(Kh)＝eq\r(\f(1.0×10－14,1.8×10－5))mol·L－1≈2.36×10－5mol·L－1。2．已知某温度时，Na2CO3溶液的水解常数Kh＝2×10－4，则当溶液中[HCOeq\o\al(－,3)]∶[COeq\o\al(2－,3)]＝2∶1时，试求该溶液的pH＝________。答案10解析Kh＝eq\f([HCO\o\al(－,3)][OH－],[CO\o\al(2－,3)])＝2×10－4mol·L－1，＋]＝10－10mol·L－1。3．已知常温下，K(HCN)＝6.2×10－10mol·L－1。(1)常温下，含等物质的量浓度的HCN与NaCN的混合溶液显__________(填“酸”“碱”或“中”)性，[CN－]________(填“＞”“＜”或“＝”)[HCN]。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为____________。(2)常温下，若将cmol·L－1盐酸与0.62mol·L－1KCN溶液等体积混合后恰好得到中性溶液，则c＝__________(小数点后保留4位数字)。答案(1)碱＜[Na＋]＞[CN－]＞[OH－]＞[H＋](2)0.6162解析(1)常温下NaCN的水解常数Kh＝eq\f(Kw,KHCN)＝eq\f(1.0×10－14,6.2×10－10)mol·L－1≈1.61×10－5mol·L－1，Kh＞K(HCN)，故CN－的水解能力强于HCN的电离能力，由于NaCN与HCN的物质的量相等，故水解产生的[OH－]大于电离生成的[H＋]，混合溶液显碱性，且[CN－]＜[HCN]。(2)当溶液显中性时，由电荷守恒知溶液中[K＋]＝[CN－]＋[Cl－]，由物料守恒得[HCN]＝[K＋]－[CN－]mol·L－1＝1.61×10－5mol·L－1，解得c≈0.6162。4．磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝7.1×10－3mol·L－1，Ka2＝6.2×10－8mol·L－1，Ka3＝4.5×10－13mol·L－1，解答下列问题：(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序是________________(填序号)。(2)常温下，NaH2PO4的水溶液pH________(填“＞”“＜”或“＝”)7。(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与Kh的相对大小，说明判断理由：_____________________________________________________。答案(1)③＜②＜①(2)＜(3)碱Na2HPO4的水解常数Kh＝eq\f([H2PO\o\al(－,4)][OH－],[HPO\o\al(2－,4)])＝eq\f(Kw,Ka2)＝eq\f(1.0×10－14,6.2×10－8)mol·L－1≈1.61×10－7mol·L－1