各平衡常數(shù)的比較與應用

高考化學專題復習

五大平衡常數(shù)的比較與應用

2017《考試說明》要求

1、掌握化學平衡的特征。了解化學平衡常數(shù)（K)的含義，能利用化學平衡常數(shù)進行相關計算。2、理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關計算。3、了解水的電離及離子積常數(shù)。5、了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積（Ksp）的含義，能進行相關的計算。4、理解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應用。3（2017全國I-27）（5）若“濾液②”中c(Mg2+)=0.02mol/L，加入雙氧水和磷酸（設溶液體積增加1倍），使Fe3+恰好沉淀完全即溶液中c(Fe3+)=1×10-5

mol/L，此時是否有Mg3(PO4)2沉淀生成？___________（列式計算）。FePO4、Mg3(PO4)2的Ksp分別為1.3×10-22、1.0×10-24。（2017全國I-28）①H2S的平衡轉(zhuǎn)化率=_______%，反應平衡常數(shù)K=________

（2017全國I-13）常溫下將NaOH溶液添加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。下列敘述錯誤的是（）A．Ka2（H2X）的數(shù)量級為10-6B．曲線N表示pH與的變化關系C．NaHX溶液中c(H＋)＞c(OH－)D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)＞c(HX-)＞c(X2-)＞c(H+)=c(OH-)【考題展示】平衡常數(shù)的計算4（2016全國Ⅱ-26）（4）聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨相似，聯(lián)氨第一步電離反應的平衡常數(shù)值為

。平衡常數(shù)的計算（2017全國Ш-13）在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較高濃度的會腐蝕陽極板而增大電解能耗?？上蛉芤褐型瑫r加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去。根據(jù)溶液中平衡時相關離子濃度的關系圖，下列說法錯誤的是A．Ksp（CuCl）的數(shù)量級為10-7B．除Cl-反應為Cu+Cu2++2=2CuClC．加入Cu越多，Cu+濃度越高，除效果越好D．2Cu+=Cu2++Cu平衡常數(shù)很大，反應趨于完全【考題展示】（2016全國Ш-26）②反應ClO2+2SO32-=2SO42-+Cl-的平衡常數(shù)K表達式為___________。5（2015全國I-28）

【考題展示】平衡常數(shù)的計算1、理解化學平衡常數(shù)K、電離平衡常數(shù)（Ka、Kb

）、水的離子積常數(shù)（Kw）、水解平衡常數(shù)（Kh）、溶度積常數(shù)（ksp）的含義，會書寫相應的表達式。2、理解平衡常數(shù)的應用和計算本節(jié)課的教學目標[知識查補]化學平衡常數(shù)（K）電離常數(shù)(Ka、Kb)水的離子積常數(shù)(Kw)難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)(Ksp)鹽類的水解常數(shù)(Kh)概念在一定溫度下，當可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)一定溫度下，水或稀的水溶液中c(OH－)與c(H＋)的乘積在一定溫度下，在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度的冪之積為一個常數(shù)在一定溫度下，當鹽類水解反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)以題引路,借題發(fā)揮例1.（17.全國Ⅰ卷）H2S與CO2在高溫下發(fā)生反應：H2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)。在610k時，將0.10molCO2與0.40molH2S充入2.5L的空鋼瓶中，反應平衡后水的物質(zhì)的量分數(shù)a1為0.02。①H2S的平衡轉(zhuǎn)化率=_______%，反應平衡常數(shù)K=________。②在620K重復試驗，平衡后水的物質(zhì)的量分數(shù)a2為0.03，H2S的轉(zhuǎn)化率a1_____a2，該反應的ΔH_____0。(填“>”“<”或“=”)課堂一小結(jié)一、化學平衡常數(shù)方法規(guī)律1①在進行K值的計算時，固體和純液體的濃度可視為“1”。②利用K值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài)。例如某反應平衡常數(shù)為K,若某一時刻時知道各物質(zhì)濃度，則可求Qc，利用兩者相對大小有以下結(jié)論：Qc＝K，V(正)＝V(逆)，可逆反應處于化學平衡狀態(tài)；Qc＜K，V(正)＞V(逆)，可逆反應向正反應方向進行；Qc＞K，V(正)＜V(逆)，可逆反應向逆反應方向進行。③化學平衡常數(shù)是指某一具體化學反應的平衡常數(shù)，當化學反應方程式的計量數(shù)增倍或減倍時，化學平衡常數(shù)也相應的發(fā)生變化。練習1.處理NOx的一種方法是利用甲烷催化還原NOxCH4（g）+4NO2（g）=4NO（g）+CO2（g）+2H2O（g）ΔH1=-574kJ·mol-1

CH4（g）+4NO（g）=2N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）ΔH2=-1160kJ·mol-1

CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）ΔH3

則ΔH3=

，如果三個反應的平衡常數(shù)依次為K1、K2、K3，則K3=

。（用K1、K2表示）以題引路,借題發(fā)揮例2.已知某溫度時CH3COOH的電離常數(shù)為K。該溫度下向20ml0.1mol.L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol.L-1NaOH溶液，pH變化曲線如圖所示（忽略溫度變化）。以下敘述正確的是（）A.根據(jù)圖中數(shù)據(jù)可計算出K值約為10-5B.點水的電離程度由大到小的順序為﹥﹥

C.

點

點所示溶液中：c（CH3COO-）+c（OH-）=2c（Na+）+c（H+）D.點c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.1mol.L-1

二、電離平衡常數(shù)方法規(guī)律2①在計算多元素弱酸溶液的c(H+)時，通常只考慮第一步電離。在酸堿中和滴定曲線中注意四點：起點：知pH可以確定弱酸或弱堿的電離常數(shù)反應物消耗一半的點:得到的是同濃度的弱酸及其鹽或同濃度的弱堿及其鹽，注意pH大于7或小于7，從而確定電離為主還是水解為主。pH=7的點:牢記電荷守恒恰好生成正鹽的點：單一溶液離子濃度大小的比較方法和三大守恒例3.室溫下，H2SO3的電離常數(shù)Ka1=1.0×10-2、Ka2=1.0×10-7（1）該溫度下NaHSO3的水解平衡常數(shù)Kh=

。（2）0.1mol.L-1

Na2SO3溶液的pH=

。

三、Ka、Kh、Kw三者的結(jié)合以題引路,借題發(fā)揮方法規(guī)律3①牢記兩個等式：一元弱酸及其鹽溶液中：Ka×Kh=Kw；二元弱酸及其鹽溶液中：Ka1×Kh2=Ka2×Kh1=kw

在計算多元弱酸鹽溶液的pH時，通常只考慮第一步水解。以題引路,借題發(fā)揮例4.（17.全國卷Ⅲ）若濾液中c(Mg2+)=0.02mol/L，加入雙氧水和磷酸（設溶液體積增加1倍），使Fe3+恰好沉淀完全即溶液中c(Fe3+)=1×10-5

mol/L，此時是否有Mg3(PO4)2沉淀生成？___________（列式計算）。FePO4、Mg3(PO4)2的Ksp分別為1.3×10-22、1.0×10-24。

四、溶解平衡常數(shù)方法規(guī)律4①溶度積的應用：通過比較溶度積和溶液中有關離子濃度冪的乘積（離子積QC）的相對大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。QC

＞Ksp

溶液過飽和，有沉淀析出QC=Ksp

溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)QC

＜Ksp溶液未飽和，無沉淀析出練習2.（17.全國卷Ⅲ）在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較