高三化學二輪復習 第1部分 專題2 化學基本理論 突破點10 四大平衡常數(shù)-人教高三化學試題

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1、突破點10　四大平衡常數(shù) 提煉1　水的離子積常數(shù) 1.水的離子積常數(shù)的含義 H2OH＋＋OH－ 表達式：25 ℃時，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14。 2．對Kw的理解 (1)Kw適用于純水、稀的電解質(酸、堿、鹽)水溶液。 (2)恒溫時，Kw不變；升溫時，電離程度增大(因為電離一般吸熱)，Kw增大。 提煉2　電離平衡常數(shù)(Ka、Kb) 1.電離平衡常數(shù)的含義 如對于HAH＋＋A－，Ka＝；BOHB＋＋OH－，Kb＝。 2．K值大小的意義 相同溫度下，K值越小表明電離程度越小，對應酸的酸性或堿的堿性越弱。 3．影響K值大小的外

2、因 同一電解質，K值只與溫度有關，一般情況下，溫度越高，K值越大；此外對于多元弱酸來說，其Ka1?Ka2?Ka3。 提煉3　水解平衡常數(shù)(Kh) 1.水解平衡常數(shù)的含義 A－＋H2OHA＋OH－，達到平衡時有Kh＝＝。同理，強酸弱堿鹽水解平衡常數(shù)與弱堿電離平衡常數(shù)Kb的關系為Kh＝。 2．影響Kh的因素 Kh值的大小是由發(fā)生水解的離子的性質與溫度共同決定的；溫度一定時，離子水解能力越強，Kh值越大；溫度升高時，Kh值增大；對于多元弱酸陰離子或多元弱堿陽離子來說，其Kh1?Kh2?Kh3。 提煉4　溶度積常數(shù)(Ksp) 1.溶度積常數(shù)Ksp的表達式 對于組成為AmBn的電解

3、質，飽和溶液中存在平衡AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 2．影響Ksp大小的因素 對于確定的物質來說，Ksp只與溫度有關；一般情況下，升高溫度，Ksp增大。 3．溶度積規(guī)則 當Qc>Ksp時，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡；當Qc＝Ksp時，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；當Qc

4、sp越小且m＋n越小的物質越難溶。 (2)Ksp的大小與沉淀轉化的關系：組成形式相同的難溶物質，Ksp較大的沉淀易轉化為Ksp較小的沉淀，但當二者Ksp相差不大時，反過來也可轉化；對于組成形式(AmBn)不同的物質來說，一般情況下，Ksp較大且m＋n也較大的物質易轉化為Ksp較小且m＋n也較小的物質。其他情況則需要通過計算才能確定。 (2016·全國丙卷)下列有關電解質溶液的說法正確的是(　　) A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小 B．將CH3COONa溶液從20 ℃升溫至30 ℃，溶液中增大 C．向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中>1 D．向

5、AgCl、AgBr的飽和溶液中加入少量AgNO3，溶液中不變 D　[A項，CH3COOHCH3COO－＋H＋， K＝，則＝，加水稀釋，K不變，c(CH3COO－)減小，故比值變大。B項，CH3COONa溶液中存在水解平衡：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，K＝，升高溫度，水解平衡正向移動，K增大，則(1/K)減小。C項，溶液呈中性，則c(H＋)＝c(OH－)，根據(jù)電荷守恒可知，c(Cl－)＝c(NH)。D項，向AgCl、AgBr 的飽和溶液中加入少量AgNO3，沉淀溶解平衡逆向移動，由于＝＝，Ksp僅與溫度有關，故不變。] 熱點題型1　水的離子積常數(shù)的應用 1．

6、(2016·曲靖模擬)25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－　ΔH>0，下列敘述正確的是(　　) A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，Kw不變 C．向水中加入少量鹽酸，平衡逆向移動，c(OH－)增大 D．將水加熱，Kw增大，pH不變，呈中性 B　[加入稀氨水后，c(OH－)增大，A錯誤；Kw只與溫度有關，溫度不變，Kw不變，B正確；加入鹽酸后，c(H＋)增大，Kw不變，c(OH－)減小，C錯誤；升高溫度Kw增大，c(H＋) 增大，pH減小，D錯誤。] 2．水的電離平衡曲線如圖所示，下列說法正確的是(　　

7、) A．圖中五點的Kw的關系：b>c>a>d>e B．若從a點到d點，可采用：溫度不變在水中加入少量的酸 C．若從a點到c點，可采用：溫度不變在水中加入適量的CH3COONa固體 D．處在b點時，將0.5 mol·L－1的H2SO4溶液與1 mol·L－1的KOH溶液等體積混合后，溶液顯酸性 B　[a、d、e三點所處溫度相同，因此Kw相同，A項錯誤；從a點變化到d點，溶液中c(H＋)增大，c(OH－)減小，溫度不變時向水中加入少量的酸，溶液中c(H＋)增大，水的電離平衡向逆反應方向移動，c(OH－)減小，B項正確；從a點變化到c點，c(H＋)、c(OH－)均增大，而溫度不變時在水

8、中加入適量CH3COONa固體，溶液中c(H＋)減小，水的電離平衡向正反應方向移動，c(OH－)增大，故C項錯誤；b點處Kw＝10－12,0.5 mol·L－1的H2SO4溶液與1 mol·L－1的KOH溶液等體積混合后溶液顯中性，pH＝6，D項錯誤。] 3．升高溫度，下列數(shù)據(jù)不一定增大的是(　　) A．化學反應速率v B．水的離子積常數(shù)Kw C．化學平衡常數(shù)K D．弱酸的電離平衡常數(shù)Ka C　[升高溫度，活化分子的百分數(shù)增大，有效碰撞的次數(shù)增多，則反應速率加快；水的電離吸熱，升高溫度促進電離，水的離子積常數(shù)Kw增大；若化學反應為放熱反應，則升高溫度，平衡逆向移動，K減??；弱酸的電

9、離吸熱，升高溫度促進電離，弱酸的電離平衡常數(shù)Ka增大。] 4．(1)水的電離平衡曲線如圖所示。 若以A點表示25 ℃時水的電離平衡的離子濃度，當溫度升高到100 ℃時，水的電離平衡狀態(tài)移動到B點，則此時水的離子積從________變化到________。 (2)已知AnBm的離子積為c(Am＋)n·c(Bn－)m，式中c(Am＋)n和c(Bn－)m表示離子的物質的量濃度。在某溫度下，Ca(OH)2的溶解度為0.74 g，其飽和溶液密度設為1 g/mL，其離子積約為________。 [解析]　(1)25 ℃時純水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol/L，Kw＝c(H＋)·c

10、(OH－)＝10－14，當溫度升高到100 ℃，純水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol/L，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12。 (2)由題意可知，100 g水中溶解0.74 g氫氧化鈣時其物質的量濃度為≈0.1 mol/L, 氫氧化鈣是強電解質，所以c[Ca(OH)2]＝c(Ca2＋)＝0.1 mol/L，c(OH－)＝2c[Ca(OH)2]＝0.2 mol/L，其離子積為0.1 mol/L×(0.2 mol/L)2＝4×10－3(mol/L)3。 [答案]　(1)10－14　10－12　(2)4×10－3 熱點題型2　電離平衡常數(shù)和水解平衡 常數(shù)的應用 1．(

11、2016·山西四校聯(lián)考)常溫下，某酸HA的電離常數(shù)K＝1×10－5。下列說法中正確的是(　　) 【導學號：14942043】 A．HA溶液中加入NaA固體后，減小 B．常溫下，0.1 mol/L HA溶液中水電離出的c(H＋)為10－13 mol/L C．NaA溶液中加入鹽酸至恰好完全反應，存在關系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常溫下，0.1 mol/L NaA溶液的水解常數(shù)為10－9 D　[HA溶液中加入NaA固體后抑制HA的電離，＝＝＝Kh＝＝10－9，故比值不變，A錯誤、D正確；常溫下，0.1 mol/L的HA溶液中氫離子濃度約為(0.1×10－5)1/2

12、 mol/L＝0.001 mol/L，則水電離出的c(H＋)為10－11 mol/L，B錯誤；NaA溶液中加入鹽酸至恰好完全反應，根據(jù)物料守恒：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)＋c(Cl－)，C錯誤。] 2．(2016·棗莊期末)根據(jù)下表提供的數(shù)據(jù)可知，在溶液中能大量共存的粒子組是(　　) 化學式 電離常數(shù) CH3COOH K＝1.7×10－5 HCN K＝4.9×10－10 H2CO3 K1＝4.3×10－7，K2＝5.6×10－11 A.H2CO3、HCO、CH3COO－、CN－ B．HCO、CH3COOH、CN－、CO C．HCN、HCO、CN－、CO D

13、．HCN、HCO、CH3COO－、CN－ D　[根據(jù)表中電離常數(shù)可知，酸性：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO。A項，H2CO3的酸性強于HCN，H2CO3和CN－能夠反應生成HCO和HCN，在溶液中不能大量共存，故A錯誤；B項，CH3COOH的酸性強于H2CO3、HCN，CH3COOH能夠與HCO、CN－、CO反應，在溶液中不能大量共存，故B錯誤；C項，HCN的酸性強于HCO，HCN與CO反應生成HCO，在溶液中不能大量共存，故C錯誤；D項，HCN、HCO、CH3COO－、CN－之間不反應，在溶液中能夠大量共存，故D正確。] 3．(1)常溫下，將a mol·L－1 CH3COON

14、a溶于水配成溶液，向其中滴加等體積的b mol·L－1的鹽酸使溶液呈中性(不考慮鹽酸和醋酸的揮發(fā))，用含a和b的代數(shù)式表示醋酸的電離常數(shù)Ka＝________。 (2)在一定條件下可用甲醇與CO反應生成醋酸消除CO污染。常溫下，將a mol·L－1的醋酸與b mol·L－1 Ba(OH)2 溶液等體積混合，充分反應后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka＝________(用含a和b的代數(shù)式表示)。 [解析]　(1) 所以c(CH3COOH)＝c(Cl－) CH3COOH　　CH3COO－　＋　H＋ 　　　　　 ?。　　　?/p>

15、10－7 Ka＝＝。 (2)根據(jù)2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－) 由于c(CH3COO－)＝2c(Ba2＋)＝b mol·L－1 所以c(H＋)＝c(OH－) 溶液呈中性 CH3COOHCH3COO－＋H＋ －b　　　 　b　　　10－7 Ka＝＝ [答案]　(1)　(2) 4．(1)25 ℃時，H2SO3HSO＋H＋的電離常數(shù)Ka＝1×10－2 mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應的平衡常數(shù)Kh＝________ mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中將________(填“增大”、“減小”或“不

16、變”)。 (2)已知25 ℃時，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝1.8×10－5 mol·L－1，該溫度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。(已知≈2.36) (3)常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過程中水的電離平衡________移動(填“向左”、“向右”或“不”)。試計算溶液中＝________。(常溫下H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8) [解析]　(1)Ka＝ Kh＝＝ ＝＝＝1×10－12 mol·L－1。 HSO＋H2OH2SO3＋OH－，當

17、加入少量I2時，發(fā)生I2＋HSO＋H2O===2I－＋3H＋＋SO。 根據(jù)Kh＝，由于c(OH－)減小，而Kh不變，所以增大。 (2)Kh＝＝ c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而c(NH)≈1 mol·L－1， 所以c(H＋)＝＝≈2.36×10－5 mol·L－1。 (3)NaOH電離出的OH－抑制水的電離平衡，Na2SO3電離出的SO水解促進水的電離平衡。 SO＋H2OHSO＋OH－ Kh＝＝＝ 所以＝＝60。 [答案]　(1)1×10－12　增大 (2)2.36×10－5 (3)向右　60 1．電離平衡常數(shù)的拓展應用 (1)根據(jù)電離常數(shù)判斷電離平衡移動

18、方向 弱酸(或弱堿)溶液稀釋時，平衡會向電離的方向移動，但為什么會向電離的方向移動卻很難解釋，應用電離常數(shù)就能很好地解決這個問題。如對CH3COOH溶液進行稀釋： CH3COOH　　H＋?。H3COO－ 原平衡： c(CH3COOH) c(H＋) c(CH3COO－) 假設稀釋 至n倍后： Qc＝＝＝1) 所以電離平衡向電離方向移動 (2)計算弱酸(或弱堿)溶液中H＋(或OH－)濃度 已知25 ℃時CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.75×10－5，則25 ℃時0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中H＋濃度是多少？ 解：CH3COO

19、HH＋＋CH3COO－ Ka＝ 由于水電離出的H＋濃度很小，可忽略不計，故c(H＋)＝c(CH3COO－)，而CH3COOH的電離程度很小，CH3COOH的平衡濃度與0.1 mol·L－1很接近，故可進行近似計算。 c2(H＋)＝0.1×Ka，c(H＋)＝ mol·L－1≈1.32×10－3 mol·L－1。 2．Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之間的關系 (1)一元弱酸強堿鹽：Kh＝Kw/Ka； (2)一元弱堿強酸鹽：Kh＝Kw/Kb； (3)多元弱堿強酸鹽，如氯化鐵： Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) Kh＝c3(H＋)/c(Fe

20、3＋)。 將(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)與Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)兩式相除，消去c3(OH－)可得Kh＝(Kw)3/Ksp。 熱點題型3　溶度積常數(shù)的應用 1．(2016·山西考前質檢)室溫時，向含有AgCl和AgBr固體的懸濁液中加入少量NaBr固體，下列各項中增大的是(　　) 【導學號：14942044】 A．c(Ag＋)　　　 B. C．c(Cl－) D. C　[向含有AgCl和AgBr固體的懸濁液中加入少量NaBr固體，溴離子濃度增大，使AgBr的溶解平衡逆向移動，c(Ag＋)減小，A錯誤；B項的比例式上下同乘c(Ag＋)，則轉化為溶度積

21、常數(shù)之比，溶度積常數(shù)只與溫度有關，B錯誤；c(Ag＋)減小，使AgCl的溶解平衡正向移動，c(Cl－)增大，C正確；c(Ag＋)·c(Br－)不變，c(Cl－)增大，D項減小。] 2.某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法中正確的是(　　) A．加入Na2SO4可以使溶液由A點變到B點 B．通過蒸發(fā)可以使溶液由D點變到C點 C．D點無BaSO4沉淀生成 D．A點對應的Ksp大于C點對應的Ksp C　[加入Na2SO4可以使溶液中的SO濃度增大，Ba2＋濃度降低，但溶液一定在溶解度曲線上移動，A選項錯誤；蒸發(fā)溶液，溶液中的SO、Ba2＋濃度均增大，而D點變

22、到C點只增大了Ba2＋濃度，B選項錯誤；D點Ba2＋濃度小于溶解平衡時的，無BaSO4沉淀生成，C選項正確；溫度不變，Ksp為定值，D選項錯誤。] 3．(2016·河北石家莊質量檢測)往含I－和Cl－的稀溶液中逐滴加入AgNO3溶液，產(chǎn)生沉淀的質量m(沉淀)與加入AgNO3溶液的體積V(AgNO3溶液)的關系如圖所示。已知：Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝1.5×10－16 則原溶液中c(I－)/c(Cl－)的比值為(　　) A．(V2－V1)/V1 B. V1/V2 C．V1/(V2－V1) D. V2/V1 C　[由AgCl、AgI的Ksp可知I

23、－先轉化為沉淀，消耗AgNO3溶液的體積為V1時沉淀完全；然后Cl－再沉淀，消耗AgNO3溶液的體積為(V2－V1)，故原溶液中，＝。] 4．已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分別表示化學平衡常數(shù)、弱酸的電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、鹽的水解平衡常數(shù)、難溶電解質的溶度積常數(shù)。 (1)有關上述常數(shù)的說法正確的是________。 a．它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度 b．它們的大小都隨溫度的升高而增大 c．常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka d．一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh (2)25 ℃時，將a mol·L－1

24、的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合所得溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝________。 (3)25 ℃時，H2SO3HSO＋H＋的電離常數(shù)Ka＝1×10－2 mol·L－1，則該溫度下pH＝3、c(HSO)＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)＝________。 (4)已知常溫下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分別為8.0×10－38、1.0×10－11，向濃度均為0.1 mol/L的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入堿液，要使F

25、e3＋完全沉淀而Mg2＋不沉淀，應該調節(jié)溶液pH的范圍是________。(已知lg 2＝0.3) [解析]　本題考查了電解質溶液知識，意在考查考生綜合運用所學知識的能力。(1)對于正反應為放熱反應的化學平衡，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小，b選項錯誤；溫度不變，CH3COOH的電離平衡常數(shù)不變，c選項錯誤。(2)根據(jù)電荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因為c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)＝c(OH－)，故溶液顯中性。Kb＝＝＝。(3)由Ka＝，代入數(shù)據(jù)得c(H2SO3)＝0.01 mol/L。(4)Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH

26、－)，F(xiàn)e3＋完全沉淀時c3(OH－)＝，得c(OH－)＝2×10－11 mol/L，pH＝3.3，Mg(OH)2開始沉淀時c2(OH－)＝＝1.0×10－10，得c(OH－)＝1×10－5 mol/L，pH＝9，調節(jié)pH范圍為[3.3,9]。 [答案]　(1)ad (2)中　 (3)0.01 mol/L (4)[3.3,9] 5．(名師押題)根據(jù)表中提供的數(shù)據(jù)(25 ℃)，判斷下列說法正確的是(　　) 化學式 電離常數(shù) HClO Ka＝3.0×10－8 H2CO3 Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11 A.向氯水中加入硫酸，可增強殺菌效果 B．溫度

27、升高，次氯酸的電離常數(shù)增大 C．25 ℃時，ClO－的水解常數(shù)為3.0×10－6 D．要提高氯水中HClO的濃度，可加入適量的Na2CO3固體 B　[A項，加入硫酸，使氯水中的平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO逆向移動，HClO的濃度降低，殺菌效果減弱，錯誤；B項，次氯酸的電離吸熱，溫度升高，平衡正向移動，電離常數(shù)增大，正確；C項，HClOH＋＋ClO－①，H2OH＋＋OH－②，②－①即得ClO－的水解方程式：ClO－＋H2OOH－＋HClO，故ClO－的水解常數(shù)K＝Kw/Ka≈3.3×10－7，錯誤；D項，從電離常數(shù)來看，酸性H2CO3>HClO>HCO，故Na2

28、CO3可與HClO反應，錯誤。] 6．(名師押題)已知：298 K時，物質的溶度積如表所示。 化學式 CH3COOAg AgCl Ag2CrO4 Ag2S Ksp 2.3×10－3 1.56×10－10 1.12×10－12 6.7×10－15 下列說法正確的是(　　) A．將0.001 mol·L－1的AgNO3溶液逐滴滴入0.001 mol·L－1的KCl和0.001 mol·L－1的K2CrO4的混合液中，則先產(chǎn)生Ag2CrO4沉淀 B．向2.0×10－4 mol·L－1的K2CrO4溶液中加入等體積的2.0×10－4 mol·L－1的AgNO3溶液，則有Ag

29、2CrO4沉淀生成(忽略混合時溶液體積的變化) C．向CH3COOAg懸濁液中加入鹽酸，發(fā)生反應的離子方程式為CH3COOAg＋H＋＋Cl－===CH3COOH＋AgCl D．向AgCl懸濁液中加入Ag2S固體，AgCl的溶解度增大 C　[A項，根據(jù)Ksp(AgCl)、Ksp(Ag2CrO4)知，當Cl－開始沉淀時，c(Ag＋)＝＝1.56×10－7，當CrO開始沉淀時，c(Ag＋)＝≈3.35×10－5，故先產(chǎn)生AgCl沉淀，錯誤；B項，Q＝c2(Ag＋)×c(CrO)＝()2×＝1.0×10－12<1.12×10－12，沒有沉淀生成，錯誤；C項，Ksp(CH3COOAg)>Ksp(A

30、gCl)，向CH3COOAg懸濁液中加入鹽酸時CH3COOAg轉化為AgCl，離子方程式為CH3COOAg＋H＋＋Cl－===CH3COOH＋AgCl，正確；D項，根據(jù)同離子效應可知，加入Ag2S固體，AgCl的溶解度減小，錯誤。] 電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、溶度積常數(shù)是溶液中的三大常數(shù)，它們均只與溫度有關。電離平衡常數(shù)和水的離子積常數(shù)隨著溫度的升高而增大，因為弱電解質的電離和水的電離均為吸熱反應。有關常數(shù)的計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關，而不隨其離子濃度的變化而變化來進行。 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的關系是Kw＝Ka·Kh。 (2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關系 M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq) Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝()n＋1。