2018届高考化学二轮复习四大平衡常数(35张)

四大平衡常数平衡常数题型一化学平衡常数 常考点:(1)化学平衡常数表达式;(2)化学平衡常数的计算;(3)由化学平衡常数计算初始浓度或平衡浓度;(4)计算反应物的平衡转化率或生成物的产率;(5)用化学平衡常数K判断平衡移动的方向、反应的热效应等。 (1)化学平衡常数的含义:对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)K= 。(2)影响K的外界因素:温度。若升温K增大(或减小),则正反应吸热(或放热)。(3)方程式书写形式对化学平衡常数的影响:①同一反应,正反应与逆反应的化学平衡常数的乘积等于1,即K(正)·K(逆)=1。②对于同一反应,若方程式中的化学计量数均扩大n倍或缩小为 ,则新平衡常数K'与原平衡常数K之间的关系:K'=Kn或K'= 。③若几个不同的可逆反应,其方程式存在如下关系:Ⅲ式=Ⅰ式+Ⅱ式,则KⅢ=KⅠ·KⅡ。(4)化学平衡常数的应用①判断任意时刻v(正)与v(逆)的大小关系:将某一时刻生成物浓度幂之(C)(D)(A)(B)pqmncccc1nnK积与反应物浓度幂之积的比值(Qc)与K比较。②判断可逆反应的ΔH的正负:a.若升高温度,K值减小,则正反应为放热反应(ΔH0)。b.若升高温度,K值增大,则正反应为吸热反应(ΔH0),此种条件下若对应反应具有自发性,则该反应一定是熵值增加的反应。K与Qc关系Qc=KQcKQcK速率关系v(正)=v(逆)v(正)v(逆)v(正)v(逆)典例随着科学技术的发展和环保要求的不断提高,CO2的捕集利用技术成为研究的重点。完成下列填空:(1)目前国际空间站处理CO2的一个重要方法是将CO2还原,所涉及反应的方程式为:CO2(g)+4H2(g) CH4(g)+2H2O(g)。已知H2的体积分数随温度的升高而增加。若温度从300℃升至400℃,重新达到平衡,判断下列表格中各物理量的变化。(选填“增大”“减小”或“不变”)v正v逆平衡常数K转化率α(2)相同温度时,上述反应在不同起始浓度下分别达到平衡,各物质的平衡浓度如下表:a、b、c、d与m、n、x、y之间的关系式为。答案(1)增大增大减小减小(2) = [CO2]/mol·L-1[H2]/mol·L-1[CH4]/mol·L-1[H2O]/mol·L-1平衡Ⅰabcd平衡Ⅱmnxy24cdab24xymn解析(1)H2的体积分数随温度的升高而增加,这说明升高温度平衡向逆反应方向移动,即正反应是放热反应。升高温度正、逆反应速率均增大,平衡常数减小,反应物的转化率减小。(2)相同温度时平衡常数不变,则a、b、c、d与m、n、x、y之间的关系式为 = 。 24cdab24xymn1.一定温度下,将2molNO、1molCO充入1L固定容积的密闭容器中发生反应:2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g)ΔH0。反应过程中部分物质的浓度变化如图所示。下列有关说法中错误的是 () A.15min时再向容器中充入CO、N2各0.6mol,平衡不移动B.反应进行到8min时,CO2的生成速率小于CO的消耗速率C.当生成NO与生成CO2的速率相等时表明反应达到平衡状态D.若容器的压强保持不变,表明反应已达到平衡状态答案B由图像知,15min时反应达到平衡状态,K= ,加入一定量的CO、N2后,Qc= ,求得K=Qc,故体系仍处于平衡状态,A项不符合题意;当生成NO与生成CO2的速率相等时,表明正反应速率与逆反应速率相等,反应达到平衡状态,C项不符合题意;因该反应是气体分子数目发生变化的反应,故当压强不变时,表明反应达到了平衡状态,D项不符合题意。2220.20.40.61.62220.80.41.21.62.在一定温度下,向2L密闭容器中充入3molCO2和2molH2,发生反应:CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)。(1)已知温度为T时,该反应的平衡常数K1=0.25,则该温度下反应 CO(g)+ H2O(g)  CO2(g)+ H2(g)的平衡常数K2=。(2)已知温度为(T+100)℃时,该反应的平衡常数K3=1.0,则该反应为反应(填“吸热”或“放热”)。(3)在温度为(T+100)℃时,某时刻CO2的物质的量为2.0mol,则该时刻v(正)v(逆)(填“”“”或“=”)。12121212答案(1)2(2)吸热(3)解析(1) CO2(g)+ H2(g)  CO(g)+ H2O(g)的平衡常数为 =0.5,由正、逆反应的平衡常数关系知K2=2。(2)升高温度,平衡常数增大,说明平衡向正反应方向移动,即正反应是吸热反应。(3)CO2的物质的量为2.0mol时,其物质的量浓度为1.0mol·L-1,由化学方程式易求出此刻H2的物质的量浓度为0.5mol·L-1,CO的物质的量浓度为0.5mol·L-1,H2O(g)的物质的量浓度为0.5mol·L-1,则Qc= =0.51.0,该反应向正反应方向进行,此时v(正)v(逆)。121212121K0.50.50.51.0题型二电离平衡常数(Ka、Kb)和水解平衡常数(Kh) 主要考查点:(1)直接计算电离平衡常数、水解平衡常数;(2)由电离平衡常数、水解平衡常数推断弱酸、弱碱的相对强弱或浓度;(3)由Ka、Kb或Kh计算pH;(4)Ka、Kb、Kh、KW之间的定量关系。 (1)电离常数①含义:如对于HA H++A-,Ka= 。(H)(A)(HA)ccc②意义:相同温度下,K值越小表明电离程度越小,对应酸的酸性或碱的碱性越弱。③影响因素:同一电解质,K值只与温度有关,一般情况下,温度越高,K值越大;此外对于多元弱酸来说其Ka1≫Ka2≫Ka3。(2)水解平衡常数①含义:A-+H2O HA+OH-,达到平衡时有Kh= = 。同理,强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电离平衡常数Kb的关系为Kh= 。②影响因素:Kh值的大小是由发生水解的离子的性质与温度共同决定的;温度一定时,离子水解能力越强,Kh值越大;温度升高时,Kh值增大;对于多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子来说,Kh1≫Kh2≫Kh3。(OH)(HA)(A)cccWaKKWbKK 典例室温下,H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.0×10-2、Ka2=1.0×10-7。(1)该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh=,NaHSO3溶液的pH(填“”“”或“=”)7;若向NaHSO3溶液中加入少量I2,则溶液中 将(填“增大”“减小”或“不变”)。(2)0.1mol/LNa2SO3溶液的pH=,从平衡移动的角度解释S 的Kh1Kh2:。答案(1)1.0×10-12增大(2)10一级水解产生的OH-对二级水解有抑制作用233(HO)(HSO)cSc23O解析(1)Ka1= ,由HS +H2O H2SO3+OH-,知Kh= = = =1.0×10-12Ka2,这说明HS 的电离能力强于水解能力,故溶液显酸性,pH7;当加入少量I2时,+4价的硫元素被氧化,溶液中有硫酸(强酸)生成,导致溶液的酸性增强,c(H+)增大,c(OH-)减小,但因温度不变,故Kh不变,则 增大。(2)同理可求出Kh1= =1.0×10-7,Na2SO3溶液的碱性主要由S 的一级水解决定,设溶液中c(OH-)=xmol/L,则c(HS )≈xmol/L、c(S )=0.1mol/L-xmol/L≈0.1mol/L,利用水解平衡常数易求出x=1.0×10-4,pH=10。一级水解产生的OH-对二级水解有抑制作用,导致二级水解程度降低。323(HSO)(H)(HO)cccS3O233(HO)(OH)(HSO)cScc233(HO)(OH)(H)(HSO)(H)cSccccWa1KK3O233(HO)(HSO)cScWa2KK23O3O23O 1.25℃时,用0.1mol·L-1CH3COOH溶液滴定20mL0.1mol·L-1NaOH溶液,当滴加VmLCH3COOH溶液时,混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的电离平衡常数为Ka,忽略混合时溶液体积的变化。下列关系式正确的是 ()A.Ka= B.V= C.Ka= D.Ka= 72100.12V7a2100.12K721020V8210V答案A当pH=7时,溶液中c(CH3COO-)=c(Na+)= mol·L-1,由物料守恒知c(CH3COOH)= mol·L-1- mol·L-1= mol·L-1,再根据Ka= ,代入相关数据可得Ka= 。220V0.120VV220V0.1220VV33(H)(CHO)(CH)ccCOcCOOH72100.12V2.已知常温下CN-的水解常数Kh=1.61×10-5。(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,c(CN-)(填“”“”或“=”)c(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盐酸与0.62mol/LKCN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c(Na+)c(CN-)c(OH-)c(H+)(2)0.6162解析(1)Kh=1.61×10-5,由此可求出Ka(HCN)≈6.2×10-10,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c(OH-)大于电离生成的c(H+),混合溶液显碱性,且c(CN-)c(HCN)。(2)当溶液显中性时,由电荷守恒知溶液中c(K+)=c(CN-)+c(Cl-),由物料守恒得c(HCN)=c(K+)-c(CN-)=c(Cl-)=0.5cmol/L,由CN-+H2O HCN+OH-得Kh= = =1.61×10-5,解得c≈0.6162。(OH)(HCN)(CN)ccc71.0100.50.310.5cc题型三水的离子积常数 常考点:(1)计算温度高于室温时的KW;(2)利用KW的大小比较温度的高低;(3)利用KW=c(H+)·c(OH-)进行c(H+)与c(OH-)的相互换算;(4)溶液pH、水电离的c(H+)或c(OH-)的计算。 (1)含义:KW=c(H+)·c(OH-);(2)影响因素:温度。升高温度,KW增大;(3)KW适用范围:纯水和电解质溶液。其中c(H+)、c(OH-)是溶液中的H+、OH-浓度,水电离出的c(OH-)=c(H+)。典例水的电离平衡曲线如图所示,下列说法不正确的是 () A.图中四点KW间的关系:A=DCBB.若从A点到D点,可采用:温度不变在水中加入少量酸C.若从A点到C点,可采用:温度不变在水中加入少量NH4Cl固体D.若从A点到D点,可采用:温度不变在水中加入少量NH4Cl固体答案C解析KW是温度的函数,随温度升高而增大,A、D点温度相同,B点温度高于C点温度,A正确;从A点到D点,温度不变,酸性增强,B、D正确;A、C点温度不同,C错误。 1.室温下,在pH=11的某溶液中,由水电离出的c(OH-)为 ()①1.0×10-7mol/L②1.0×10-6mol/L③1.0×10-3mol/L④1.0×10-11mol/LA.③B.④C.①或③D.③或④答案D该溶液中c(OH-)=10-3mol/L,c(H+)=10-11mol/L,若是碱溶液,则H+是H2O电离产生的,水电离的OH-与H+浓度均为10-11mol/L;若是盐溶液(如Na2CO3),则OH-是H2O电离产生的,即水电离的c(OH-)=10-3mol/L。2.在一定条件下,相同pH的硫酸和硫酸铁溶液中水电离出来的c(H+)分别是1.0×10-amol·L-1和1.0×10-bmol·L-1,在此温度下,则下列说法正确的是 ()A.abB.a=bC.水的离子积为1.0×10-(7+a)D.水的离子积为1.0×10-(b+a)答案D加酸抑制水的电离,加易水解的盐促进水的电离,则ab