高考化学 四大平衡常数及应用

第10讲四大平衡常数及应用化学基本理论命题热点1Kw、Ka(或Kb)、Kh的应用命题热点2溶度积常数的应用复习效果验收真题试做预测尝鲜栏目导航专题限时集训考纲定位命题热点及考频考题核心素养1.Kw、Ka(或Kb)和Kh的应用2017年Ⅱ卷T12B；2017年Ⅰ卷T13A；2016年Ⅰ卷T12；2016年Ⅱ卷T26(4)；2016年Ⅲ卷T13；2015年Ⅰ卷T13D；2012年Ⅰ卷T111.能利用水的离子积常数、电离常数、水解常数、溶度积常数进行相关计算及解释相关平衡问题。2.掌握水的离子积常数、电离常数、水解常数、溶度积常数的相互关系及应用。3.理解溶度积(Ksp)的含义，能进行相关的计算。2.溶度积常数的应用2017年Ⅱ卷T27(5)；2017年Ⅱ卷T13D；2017年Ⅲ卷T13；2016年Ⅰ卷T27(3)；2016年Ⅲ卷T13D；2015年Ⅰ卷T28(3)；2015年Ⅱ卷T26(4)；2015年Ⅰ卷T28(3)；2014年Ⅰ卷T111.平衡思想——能用平衡常数定量分析各类平衡问题。2.变化观念——应用四大平衡常数研究相应化学过程的特征。3.模型认知——运用化学平衡“三段式”计算模型解决平衡移动问题和四大常数的相互换算问题。命题热点1Kw、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＝cH＋·cF－cHF盐的水解平衡常数Kh弱离子的盐溶液CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－Kh＝cCH3COOH·cOH－cCH3COO－(2)相关规律①Qc与K的关系。二者表达式相同，若QcK，平衡正向移动；若Qc＝K，平衡不移动；若QcK，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＝KwKa；Kb、Kh、Kw三者的关系式为Kh＝KwKb。[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vB．水的离子积常数KwC．化学平衡常数KD．弱酸的电离平衡常数KaC[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，cHA·cOH－cA－减小B．常温下，0.1mol/LHA溶液中水电离出的c(H＋)为10－13mol/LC．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10－9D[HA溶液中加入NaA固体后抑制HA的电离，cHA·cOH－cA－＝cHA·cOH－·cH＋cA－·cH＋＝KwKa＝Kh＝10－141×10－5＝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lgcH＋cOH－。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()【导学号：97184126】A．D点溶液的pH＝11.25B．B点溶液中存在c(H＋)－c(OH－)＝c(NO－2)－c(HNO2)C．C点时，加入NaOH溶液的体积为20mLD．25℃时，HNO2的电离常数Ka＝1.0×10－5.5A[D点lgcH＋cOH－＝－8.5，则cH＋cOH－＝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－2)，物料守恒式为2c(Na＋)＝c(NO－2)＋c(HNO2)，则2c(H＋)－2c(OH－)＝c(NO－2)－c(HNO2)，B错误；C点溶液的lgcH＋cOH－＝0，则cH＋cOH－＝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lgcH＋cOH－＝8.5，则cH＋cOH－＝1.0×108.5，Kw＝1.0×10－14，c2(H＋)＝1.0×10－5.5，则HNO2的电离常数Ka＝cH＋·cNO－2cHNO2≈c2H＋0.100mol·L－1－cH＋＝1.0×10－5.50.100mol·L－1－cH＋，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】CH3COOHHClOH2CO3Ka＝1.8×10－5Ka＝3.0×10－8Ka1＝4.4×10－7Ka2＝4.7×10－11A.向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO2－3B．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(CO2－3)＋c(HCO－3)＋c(H2CO3)D．向0.1mol·L－1CH3COONa溶液中加入少量水，溶液中cCH3COO－cCH3COOH·cOH－增大B[根据电离平衡常数可知酸性强弱顺序是CH3COOHH2CO3HClOHCO－3。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－3，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(CO2－3)＋c(HCO－3)＋c(H2CO3)，C错误；向0.1mol·L－1CH3COONa溶液中加入少量水，溶液中cCH3COO－cCH3COOH·cOH－＝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＝1.0×10－7B．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＝c2H＋Kw＝c2H＋1.0×10－13，因此c(H＋)＝1.0×10－4，则HA的电离平衡常数为Ka＝1.0×10－4×1.0×10－40.01－1.0×10－4≈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：CH3COOHH＋＋CH3COO－原平衡：c(CH3COOH)c(H＋)c(CH3COO－)假设稀释至n倍后：cCH3COOHncH＋ncCH3COO－nQc＝cH＋n·cCH3COO－ncCH3COOHn＝cH＋·cCH3COO－n·cCH3COOH＝KanKa(n1)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－Ka＝cH＋·cCH3COO－cCH3COOH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＋)＝0.1×1.75×10－5mol·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)■储知识——剖解重点难点备考·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QcKsp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QcKsp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－)＝cOH－n·cn(OH－)＝cn＋1OH－n＝1n(Kw10－pH)n＋1。[失分预警]