18版高考化学二轮复习专题2化学基本理论第10讲四大平衡常数及应用学案Word文档下载推荐.docx

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2016年Ⅰ卷T27（3）；

2016年Ⅲ卷T13D；

2015年Ⅰ卷T28（3）；

2015年Ⅱ卷T26（4）；

2014年Ⅰ卷T11

命题热点1　Kw、Ka（或Kb）、Kh的应用

（对应学生用书第46页）

■储知识——剖解重点难点备考·

　三大平衡常数的表达式与应用

（1）表达式

符号

适用

体系

平衡关系式（实例）

及平衡常数表达式

水的离子

积常数

Kw

任意

水溶液

H2OH＋＋OH－

Kw＝c（H＋）·

c（OH－）

弱电解质电

离平衡常数

Ka或Kb

弱酸或

弱碱溶液

HFH＋＋F－

Ka＝

盐的水解

平衡常数

Kh

弱离子的

盐溶液

CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－

Kh＝

（2）相关规律

①Qc与K的关系。

二者表达式相同，若Qc<

K，平衡正向移动；

若Qc＝K，平衡不移动；

若Qc>

K，平衡逆向移动。

②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。

③Ka、Kh、Kw三者的关系式为Kh＝；

Kb、Kh、Kw三者的关系式为Kh＝。

[失分预警]

“四大常数”使用常见错误

（1）Ka、Kh、Kw数值不随其离子浓度的变化而变化，只与温度有关，Ka、Kh、Kw随着温度的升高而增大。

在温度一定时，平衡常数不变，与化学平衡是否移动无关。

（2）Kw常误认为是水电离的c（H＋）与c（OH－）的乘积。

（3）只有常温下水的离子积常数Kw＝1.0×

10－14。

■对点练——沿着高考方向训练·

1．升高温度，下列数据不一定增大的是（　　）

A．化学反应速率v

B．水的离子积常数Kw

C．化学平衡常数K

D．弱酸的电离平衡常数Ka

C　[升高温度，活化分子的百分数增大，有效碰撞的次数增多，则反应速率加快；

水的电离吸热，升高温度促进电离，水的离子积常数Kw增大；

若化学反应为放热反应，则升高温度，平衡逆向移动，K减小；

弱酸的电离吸热，升高温度促进电离，弱酸的电离平衡常数Ka增大。

]

2．常温下，某酸HA的电离常数K＝1×

10－5。

下列说法中正确的是（　　）

【导学号：

97184125】

A．HA溶液中加入NaA固体后，减小

B．常温下，0.1mol/LHA溶液中水电离出的c（H＋）为10－13mol/L

C．NaA溶液中加入盐酸至恰好完全反应，存在关系：

2c（Na＋）＝c（A－）

＋c（Cl－）

D．常温下，0.1mol/LNaA溶液的水解常数为10－9

D　[HA溶液中加入NaA固体后抑制HA的电离，＝＝＝Kh＝＝10－9，故比值不变，A错误、D正确；

常温下，0.1mol/L的HA溶液中氢离子浓度约为（0.1×

10－5）1/2mol/L＝0.001mol/L，则水电离出的c（H＋）为10－11mol/L，B错误；

NaA溶液中加入盐酸至恰好完全反应，根据物料守恒：

2c（Na＋）＝c（A－）＋c（HA）＋c（Cl－），C错误。

3．（2017·

衡水押题卷）化学上常用AG表示溶液中的lg。

25℃时，用0.100mol·

L－1的NaOH溶液滴定20.00mL0.100mol·

L－1的HNO2溶液，AG与所加NaOH溶液的体积（V）的关系如图所示，下列说法正确的是（　　）

97184126】

A．D点溶液的pH＝11.25

B．B点溶液中存在c（H＋）－c（OH－）＝c（NO）－c（HNO2）

C．C点时，加入NaOH溶液的体积为20mL

D．25℃时，HNO2的电离常数Ka＝1.0×

10－5.5

A　[D点lg＝－8.5，则＝1.0×

10－8.5，因为Kw＝1.0×

10－14，所以c（H＋）＝1.0×

10－11.25，pH＝11.25，A正确；

B点溶液为等浓度的HNO2和NaNO2的混合溶液，电荷守恒式为c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（NO），物料守恒式为2c（Na＋）＝c（NO）＋c（HNO2），则2c（H＋）－2c（OH－）＝c（NO）－

c（HNO2），B错误；

C点溶液的lg＝0，则＝1，HNO2的电离程度与NaNO2的水解程度相同，加入NaOH溶液的体积小于20mL，C错误；

A点溶液lg＝8.5，则＝1.0×

108.5，Kw＝1.0×

10－14，c2（H＋）＝1.0×

10－5.5，则HNO2的电离常数Ka＝≈＝，D错误。

4．（2017·

山东实验中学二模）已知下表为25℃时某些弱酸的电离平衡常数。

依据所给信息判断，下列说法正确的是（　　）【导学号：

97184127】

CH3COOH

HClO

H2CO3

Ka＝1.8×

10－5

Ka＝3.0×

10－8

Ka1＝4.4×

10－7

Ka2＝4.7×

10－11

A.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClO－＋CO2＋

H2O===2HClO＋CO

B．相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合溶液中，c（CH3COOH）＋c（HClO）

＝c（OH－）－c（H＋）

C．25℃时，0.10mol·

L－1Na2CO3溶液通入CO2至溶液的pH＝7时，溶液中：

c（Na＋）＝c（CO）＋c（HCO）＋c（H2CO3）

D．向0.1mol·

L－1CH3COONa溶液中加入少量水，溶液中

增大

B　[根据电离平衡常数可知酸性强弱顺序是CH3COOH>

H2CO3>

HClO>

HCO。

根据较强酸制备较弱酸可知向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO，A错误；

相同浓度的CH3COONa和NaClO的混合溶液中存在物料守恒c（CH3COOH）＋c（HClO）＝c（Na＋）－c（CH3COO－）－c（ClO－），根据电荷守恒可知c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（ClO－）＋c（OH－），因此存在c（CH3COOH）＋c（HClO）＝c（OH－）－c（H＋），B正确；

25℃时，0.10mol·

L－1Na2CO3溶液通入CO2至溶液的pH＝7时溶液是NaHCO3和碳酸的混合溶液，则溶液中：

c（Na＋）<

c（CO）＋c（HCO）＋c（H2CO3），C错误；

向0.1mol·

L－1CH3COONa溶液中加入少量水，溶液中＝Ka/Kw，温度不变，比值不变，D错误。

5.（2017·

山西实验中学模拟）T℃时，纯水的pH约为6.5。

该温度下，

0.01mol·

L－1HA溶液中c（H＋）/c（OH－）＝105，向10mL该溶液中逐滴加入0.01mol·

L－1MOH溶液（已知MOH的电离平衡常数Kb＝1.8×

10－5），在滴加过程中，下列有关叙述中正确的是（　　）

A．HA的电离平衡常数为Ka＝1.0×

B．当滴加10mLMOH溶液时，所得溶液呈酸性

C．当滴入20mLMOH溶液时，溶液中有：

c（MOH）＋2c（OH－）＝c（A－）＋

c（H＋）＋2c（HA）

D．当滴入少量的MOH溶液时，促进了HA的电离，溶液的pH升高，且随

着MOH量的增加c（A－）/c（HA）的值增大

D　[T℃时，纯水的pH约为6.5。

该温度下，Kw＝1.0×

10－13。

0.01mol·

L－1HA溶液中c（H＋）/c（OH－）＝105＝＝，因此c（H＋）＝1.0×

10－4，则HA的电离平衡常数为Ka＝≈1.0×

10－6，A错误；

当滴加10mLMOH溶液时，所得溶液中含有MA，根据二者的电离平衡常数，

易得M＋的水解程度小于A－的水解程度，故所得溶液呈碱性，B错误；

当滴入20mLMOH溶液时，所得溶液中含有等物质的量的MA和MOH，溶液中有c（MOH）＋2c（OH－）＝2c（H＋）＋c（M＋）＋2c（HA）>

c（A－）＋c（H＋）＋2c（HA），C错误；

HA为弱酸，当滴入少量的MOH溶液时，溶液中的c（H＋）减小，溶液的pH升高，促进HA的电离，c（A－）增大，c（HA）减小，c（A－）/c（HA）的值增大，D正确。

[方法技巧]

电离平衡常数的拓展应用

（1）根据电离常数判断电离平衡移动方向

弱酸（或弱碱）溶液稀释时，平衡会向电离的方向移动，但为什么会向电离的方向移动却很难解释，应用电离常数就能很好地解决这个问题。

如对CH3COOH溶液进行稀释：

CH3COOH　　H＋　＋　CH3COO－

原平衡：

c（CH3COOH）c（H＋）c（CH3COO－）

Qc＝＝＝<

Ka（n>

1）

所以电离平衡向电离方向移动。

（2）计算弱酸（或弱碱）溶液中H＋（或OH－）浓度

已知25℃时CH3COOH的电离常数Ka＝1.75×

10－5，则25℃时0.1mol·

L－1的CH3COOH溶液中CH3COOHH＋＋CH3COO－

由于水电离出的H＋浓度很小，可忽略不计，故c（H＋）＝c（CH3COO－），而CH3COOH的电离程度很小，CH3COOH的平衡浓度与0.1mol·

L－1很接近，故可进行近似计算。

c2（H＋）＝0.1×

Ka，c（H＋）＝mol·

L－1≈1.32×

10－3mol·

L－1。

■提能力——针对热点题型训练·

（见专题限时集训T1、T3、T5、T6、T9、T10）

命题热点2　溶度积常数的应用

（对应学生用书第47页）

1．溶度积常数Ksp的表达式

对于组成为AmBn的电解质，饱和溶液中存在平衡AmBn（s）mAn＋（aq）＋nBm－（aq），Ksp＝cm（An＋）·

cn（Bm－）。

2．影响Ksp大小的因素

对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；

一般情况下，升高温度，Ksp增大。

3．溶度积规则

当Qc>

Ksp时，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；

当Qc＝Ksp时，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；

当Qc<

Ksp时，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。

4．M（OH）n悬浊液中Ksp、Kw、pH间关系

M（OH）n（s）Mn＋（aq）＋nOH－（aq）

Ksp＝c（Mn＋）·

cn（OH－）＝·

cn（OH－）＝＝（）n＋1。

沉淀溶解平衡的三个易误点

（1）误认为只要Ksp越大，其溶解度就会越大。

Ksp还与难溶物化学式中的各离子配比有关，只有同类型的难溶物的Ksp大小才可用于比较其溶解度大小。

（2）一定温度下，误认为溶解度受溶液中相同离子浓度的影响而导致Ksp改变。

实际上Ksp只受温度影响，温度不变则Ksp不变，如Mg（OH）2在MgCl2溶液中的溶解度要小于在纯水中的溶解度，而Ksp[Mg（OH）2]不变。