高中化学复习专题四大平衡常数的重要应用Word格式.docx

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（1）对于一元弱酸HA：

HAH＋＋A－,电离常数Ka＝；

（2）对于一元弱碱BOH：

BOHB＋＋OH－,电离常数Kb＝.

KW＝c（OH－）·

c（H＋）

MmAn的饱和溶液：

Ksp＝cm（Mn＋）·

cn（Am－）

影响因素

只与温度有关

只与温度有关,升温,K值增大

只与温度有关,温度升高,KW增大

只与难溶电解质的性质和温度有关

一、化学平衡常数

常考题型

1.求解平衡常数；

2.由平衡常数计算初始（或平衡）浓度；

3.计算转化率（或产率）；

4.应用平衡常数K判断平衡移动的方向（或放热、吸热等情况）.

对策

从基础的地方入手,如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等,这些都与化学平衡常数密不可分（严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡,只是在溶液中进行的特定类型的反应而已）,要在练习中多反思,提高应试能力.

二、电离平衡常数

1.直接求电离平衡常数；

2.由电离平衡常数求弱酸（或弱碱）的浓度；

3.由Ka或Kb求pH.试题一般难度不大,是在化学平衡基础上派生出来的.

注意平衡体系中同种离子的浓度是同一个浓度,当两个量相加或相减时,若相差100倍以上,要舍弃小的等一些基本的近似处理能力.

三、水的离子积常数

1.计算温度高于室温时的KW；

2.通过KW的大小比较相应温度的高低；

3.溶液中c（H＋）与c（OH－）相互换算；

4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c（H＋）或c（OH－）的计算.

KW只与温度有关,升高温度,KW增大；

在稀溶液中,c（H＋）·

c（OH－）＝KW,其中c（H＋）、c（OH－）是溶液中的H＋、OH－浓度；

水电离出的H＋数目与OH－数目相等.

四、难溶电解质的溶度积常数

1.溶解度与Ksp的相关转化与比较；

2.沉淀先后的计算与判断；

3.沉淀转化相关计算；

4.金属沉淀完全的pH及沉淀分离的相关计算；

5.与其他平衡（如氧化还原平衡、配位平衡）综合的计算；

6.数形结合的相关计算等.

应用Ksp数值大小比较物质的溶解度大小时,一定是在组成上属于同一类型的难溶电解质才能进行比较,否则,不能比较；

在判断沉淀的生成或转化时,把离子浓度数值代入Ksp表达式,若数值大于Ksp,沉淀可生成或转化为相应难溶物质；

利用Ksp可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数.

【例1】　利用“化学蒸气转移法”制备TaS2晶体,发生反应：

TaS2（s）＋2I2（g）TaI4（g）＋S2（g）　ΔH>

0.

该反应的平衡常数表达式K＝________________,若K＝1,向某恒容容器中加入1molI2（g）和足量TaS2（s）,试求I2（g）的平衡转化率（列式计算）.

解析：

平衡常数表达式为K＝,设容器体积为1L,生成TaI4的物质的量为x,则

　　　TaS2（s）＋2I2（g）TaI4（g）＋S2（g）　ΔH>

100

2xxx

1－2xxx

K＝＝＝1,x＝,I2的转化率为×

2÷

1×

100%≈66.7%.

答案：

　见解析

【例2】　已知某温度下CH3COOH和NH3·

H2O的电离常数相等,现向10mL浓度为0.1mol·

L－1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中（　　）

A．水的电离程度始终增大

B.先增大再减小

C．c（CH3COOH）与c（CH3COO－）之和始终保持不变

D．当加入氨水的体积为10mL时,c（NH）＝c（CH3COO－）

酸碱均抑制水的电离,向CH3COOH溶液中滴加氨水,水的电离程度先增大,当恰好完全反应后,再滴加氨水,水的电离程度减小,A错误；

因为氨水的电离常数Kb＝＝,所以＝,因为温度不变Kb、KW不变,随氨水的加入c（H＋）减小,不断减小,B错误；

加入氨水,体积变大,c（CH3COOH）与c（CH3COO－）之和变小,C错误；

当加入氨水的体积为10mL时,氨水与CH3COOH恰好反应,CH3COOH和NH3·

H2O的电离常数相等,故CH3COO－和NH的水解程度相同,溶液呈中性,由电荷守恒可得c（NH）＝c（CH3COO－）,D正确.

D

【例3】　下图表示水中c（H＋）和c（OH－）的关系,下列判断错误的是（　　）

A．两条曲线间任意点均有c（H＋）×

c（OH－）＝KW

B．M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－）

C．图中T1＜T2

D．XZ线上任意点均有pH＝7

水的离子积常数表达式为：

KW＝c（H＋）·

c（OH－）,适用于水及稀的水溶液,A项正确；

观察题中图示,XZ线表示溶液呈中性,c（H＋）＝c（OH－）,M区域溶液呈碱性,c（OH－）>

c（H＋）,B项正确；

H2O（l）H＋（aq）＋OH－（aq）　ΔH>

0,升高温度平衡正向移动,图中Z点KW＝10－6.5×

10－6.5＝10－13大于X点的KW＝10－7×

10－7＝10－14,所以T2>

T1,C项正确；

XZ线上任意点表示溶液呈中性,由于各点温度不同,但pH不一定为7,D项错误.

【例4】　（2016·

常州模拟）已知25℃时,Ka（HF）＝6.0×

10－4,Ksp（MgF2）＝5.0×

10－11.现向1L0.2mol·

L－1HF溶液中加入1L0.2mol·

L－1MgCl2溶液.下列说法中正确的是（　　）

A．25℃时,0.1mol·

L－1溶液中pH＝1

B．0.2mol·

L－1MgCl2溶液中离子浓度关系为2c（Mg2＋）＝c（Cl－）＞c（H＋）＝c（OH－）

C．2HF（aq）＋Mg2＋（aq）MgF2（s）＋2H＋（aq）,该反应的平衡常数K＝1.2×

107

D．该反应体系中有MgF2沉淀生成

A项,HF是弱酸,25℃时,0.1mol·

L－1HF溶液中pH＞1,错误；

B项,MgCl2属于强酸弱碱盐,离子浓度关系为2c（Mg2＋）＞c（Cl－）＞c（H＋）＞c（OH－）,错误,C项,2HF（aq）＋Mg2＋（aq）MgF2（s）＋2H＋（aq）,该反应的平衡常数K＝＝7.2×

103,错误；

D项,该反应体系中c（Mg2＋）·

c2（F－）＞Ksp（MgF2）,有MgF2沉淀生成,正确.

1．化学平衡常数（K）、弱酸的电离平衡常数（Ka）、难溶物的溶度积常数（Ksp）是判断物质性质或变化的重要的平衡常数.下列关于这些常数的说法中,正确的是（　　）

A．平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关

B．当温度升高时,弱酸的电离平衡常数Ka变小

C．Ksp（AgCl）>

Ksp（AgI）,由此可以判断AgCl（s）＋I－（aq）===AgI（s）＋Cl－（aq）能够发生

D．Ka（HCN）<

Ka（CH3COOH）,说明物质的量浓度相同时,氢氰酸的酸性比醋酸强

平衡常数的大小与温度有关,A不正确；

电离是吸热的,加热促进电离,电离常数增大,B不正确；

酸的电离常数越大,酸性越强,D不正确.

C

2．已知常温下反应,①NH3＋H＋NH（平衡常数为K1）,②Ag＋（aq）＋Cl－（aq）AgCl（s）（平衡常数为K2）,③Ag＋＋2NH3[Ag（NH3）2]＋（平衡常数为K3）.①、②、③的平衡常数关系为K1>

K3>

K2,据此所做的以下推测合理的是（　　）

A．氯化银不溶于氨水

B．银氨溶液中加入少量氯化钠有白色沉淀

C．银氨溶液中加入盐酸有白色沉淀

D．银氨溶液可在酸性条件下稳定存在

因为K3>

K2,所以Ag＋与NH3的络合能力大于Ag＋与Cl－之间的沉淀能力,AgCl溶于氨水,A、B错误；

由于K1>

K3,所以在Ag（NH3）Ag＋＋2NH3中加入HCl,有H＋＋NH3NH,致使平衡右移,c（Ag＋）增大,Ag＋＋Cl－===AgCl↓,D错误,C正确.

3．T℃时,将6molA和8molB充入2L密闭容器中,发生反应：

A（g）＋3B（g）C（g）＋D（g）,容器中B的物质的量随时间变化如图中实线所示.图中虚线表示仅改变某一反应条件时,H2的物质的量随时间的变化.下列说法正确的是（　　）

A．从反应开始至a点时A的反应速率为1mol·

L－1·

min－1

B．若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温,则该反应的ΔH＞0

C．曲线Ⅱ对应的条件改变是增大压强

D．T℃时,该反应的化学平衡常数为0.125

由图象可知,反应开始至a点时v（B）＝1mol·

min－1,则v（A）＝mol·

min－1,A项错误；

曲线Ⅰ相对于实线先达到平衡,但B的转化率减小,则该反应ΔH＜0,B项错误；

曲线Ⅱ相对于实线先达到平衡,B的转化率增大.若增大压强,平衡右移,B的转化率增大,C项正确；

根据b点的数据计算可知：

T℃时,该反应的化学平衡常数为0.5,D项错误.

4．部分弱酸的电离平衡常数如下表：

弱酸

HCOOH

　HCN

H2CO3

电离平衡常数（25℃）

Ki＝1.77×

10－4

Ki＝4.9×

10－10

Ki1＝4.3×

10－7Ki2＝5.6×

10－11

下列选项错误的是（　　）

A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO

B．2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑

C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者

D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者

根据电离平衡常数,HCN的电离程度介于H2CO3的一级电离和二级电离之间,因此A中反应错误,应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO.HCOOH的电离程度大于H2CO3的一级电离,因此B正确.等pH的HCOOH和HCN,HCN溶液的浓度大,中和等体积、等pH的HCOOH和HCN,后者消耗NaOH的量大,C正确.在HCOONa和NaCN中存在电荷守恒：

c（Na＋）＋c（H＋）＝c（HCOO－）＋c（OH－）,c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CN－）＋c（OH－）.等浓度的HCOONa和NaCN溶液,NaCN水解程度大,溶液中OH－浓度大,H＋浓度小.根据电荷守恒,两溶液中离子总浓度为2[c（Na＋）＋c（H＋）],而Na＋浓度相同,H＋浓度后者小,因此等体积、等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者,D正确.

A

5．已知：

25℃时,Ksp（MgCO3）＝6.