（新課標）2018屆高考化學大一輪復習 專題講座四 五大平衡常數課件[共35頁]

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1、化學課標版專題講座四五大平衡常數專題講座四五大平衡常數專題講座四五大平衡常數題型一化學平衡常數題型一化學平衡常數常考點:(1)化學平衡常數表達式;(2)化學平衡常數的計算;(3)由化學平衡常數計算初始濃度或平衡濃度;(4)計算反應物的平衡轉化率或生成物的產率;(5)用化學平衡常數K判斷平衡移動的方向、反應的熱效應等。(1)化學平衡常數的含義:對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)K=。(2)影響K的外界因素:溫度。若升溫K增大(或減小),則正反應吸熱(或放熱)。(3)方程式書寫形式對化學平衡常數的影響:同一反應,正反應與逆反應的化學平衡常數的乘積等于1,即K(正)K(逆)=1。對

2、于同一反應,若方程式中的化學計量數均擴大n倍或縮小為,則新平衡常數K與原平衡常數K之間的關系:K=Kn或K=。若幾個不同的可逆反應,其方程式存在如下關系:式=式+式,則K=KK。(4)化學平衡常數的應用判斷任意時刻v(正)與v(逆)的大小關系:將某一時刻生成物濃度冪之(C)(D)(A)(B)pqmncccc1nnK積與反應物濃度冪之積的比值(Qc)與K比較。判斷可逆反應的H的正負:a.若升高溫度,K值減小,則正反應為放熱反應(H0),此種條件下若對應反應具有自發(fā)性,則該反應一定是熵值增加的反應。K與Qc關系Qc=KQcKQcK速率關系v(正)=v(逆)v(正)v(逆)典例典例隨著科學技術的發(fā)展

3、和環(huán)保要求的不斷提高,CO2的捕集利用技術成為研究的重點。完成下列填空:(1)目前國際空間站處理CO2的一個重要方法是將CO2還原,所涉及反應的方程式為:CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)。已知H2的體積分數隨溫度的升高而增加。若溫度從300 升至400,重新達到平衡,判斷下列表格中各物理量的變化。(選填“增大”“減小”或“不變”)v正v逆平衡常數K轉化率 (2)相同溫度時,上述反應在不同起始濃度下分別達到平衡,各物質的平衡濃度如下表:a、b、c、d與m、n、x、y之間的關系式為 。答案答案(1)增大增大減小減小(2)=CO2/molL-1H2/molL-1CH4/molL

4、-1H2O/molL-1平衡abcd平衡mnxy24cdab24xymn解析解析(1)H2的體積分數隨溫度的升高而增加,這說明升高溫度平衡向逆反應方向移動,即正反應是放熱反應。升高溫度正、逆反應速率均增大,平衡常數減小,反應物的轉化率減小。(2)相同溫度時平衡常數不變,則a、b、c、d與m、n、x、y之間的關系式為=。24cdab24xymn1.一定溫度下,將2 mol NO、1 mol CO充入1 L固定容積的密閉容器中發(fā)生反應:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)H”“解析解析 (1)CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的平衡常數為=0.5,由正、逆反應的平衡常

5、數關系知K2=2。(2)升高溫度,平衡常數增大,說明平衡向正反應方向移動,即正反應是吸熱反應。(3)CO2的物質的量為2.0 mol時,其物質的量濃度為1.0 molL-1,由化學方程式易求出此刻H2的物質的量濃度為0.5 molL-1,CO的物質的量濃度為0.5 molL-1,H2O(g)的物質的量濃度為0.5 molL-1,則Qc=0.5v(逆)。121212121K0.5 0.50.5 1.0題型二電離平衡常數題型二電離平衡常數(Ka、Kb)和水解平衡常數和水解平衡常數(Kh)主要考查點:(1)直接計算電離平衡常數、水解平衡常數;(2)由電離平衡常數、水解平衡常數推斷弱酸、弱堿的相對強弱

6、或濃度;(3)由Ka、Kb或Kh計算pH;(4)Ka、Kb、Kh、KW之間的定量關系。(1)電離常數含義:如對于HA H+A-,Ka=。(H)(A)(HA)ccc意義:相同溫度下,K值越小表明電離程度越小,對應酸的酸性或堿的堿性越弱。影響因素:同一電解質,K值只與溫度有關,一般情況下,溫度越高,K值越大;此外對于多元弱酸來說其Ka1Ka2Ka3。(2)水解平衡常數含義:A-+H2O HA+OH-,達到平衡時有Kh=。同理,強酸弱堿鹽水解平衡常數與弱堿電離平衡常數Kb的關系為Kh=。影響因素:Kh值的大小是由發(fā)生水解的離子的性質與溫度共同決定的;溫度一定時,離子水解能力越強,Kh值越大;溫度升高

7、時,Kh值增大;對于多元弱酸陰離子或多元弱堿陽離子來說,Kh1Kh2Kh3。(OH)(HA)(A)cccWaKKWbKK典例典例室溫下,H2SO3的電離平衡常數Ka1=1.010-2、Ka2=1.010-7。(1)該溫度下NaHSO3的水解平衡常數Kh=,NaHSO3溶液的pH (填“”“Kh2:。答案答案(1)1.010-12增大(2)10一級水解產生的OH-對二級水解有抑制作用233(HO)(HSO)cSc23O解析解析(1)Ka1=,由HS+H2O H2SO3+OH-,知Kh=1.010-12Ka2,這說明HS的電離能力強于水解能力,故溶液顯酸性,pH”“”或“=”)c(HCN)。該溶液

8、中各離子濃度由大到小的順序為 。(2)常溫下,若將c mol/L鹽酸與0.62 mol/L KCN溶液等體積混合后恰好得到中性溶液,則c=(小數點后保留4位數字)。答案答案(1)堿c(CN-)c(OH-)c(H+)(2)0.616 2解析解析(1)Kh=1.6110-5,由此可求出Ka(HCN)6.210-10,故CN-的水解能力強于HCN的電離能力,由于NaCN與HCN的物質的量相等,故水解產生的c(OH-)大于電離生成的c(H+),混合溶液顯堿性,且c(CN-)c(HCN)。(2)當溶液顯中性時,由電荷守恒知溶液中c(K+)=c(CN-)+c(Cl-),由物料守恒得c(HCN)=c(K+)

9、-c(CN-)=c(Cl-)=0.5c mol/L,由CN-+H2O HCN+OH-得Kh=1.6110-5,解得c0.616 2。(OH)(HCN)(CN)ccc71.0 100.50.31 0.5cc題型三水的離子積常數題型三水的離子積常數常考點:(1)計算溫度高于室溫時的KW;(2)利用KW的大小比較溫度的高低;(3)利用KW=c(H+)c(OH-)進行c(H+)與c(OH-)的相互換算;(4)溶液pH、水電離的c(H+)或c(OH-)的計算。(1)含義:KW=c(H+)c(OH-);(2)影響因素:溫度。升高溫度,KW增大;(3)KW適用范圍:純水和電解質溶液。其中c(H+)、c(OH

10、-)是溶液中的H+、OH-濃度,水電離出的c(OH-)=c(H+)。典例典例水的電離平衡曲線如圖所示,下列說法不正確的是()A.圖中四點KW間的關系:A=DCBB.若從A點到D點,可采用:溫度不變在水中加入少量酸C.若從A點到C點,可采用:溫度不變在水中加入少量NH4Cl固體D.若從A點到D點,可采用:溫度不變在水中加入少量NH4Cl固體答案答案 C解析解析 KW是溫度的函數,隨溫度升高而增大,A、D點溫度相同,B點溫度高于C點溫度,A正確;從A點到D點,溫度不變,酸性增強,B、D正確;A、C點溫度不同,C錯誤。1.室溫下,在pH=11的某溶液中,由水電離出的c(OH-)為()1.010-7m

11、ol/L1.010-6mol/L1.010-3mol/L1.010-11mol/LA.B.C.或D.或答案答案 D 該溶液中c(OH-)=10-3 mol/L,c(H+)=10-11 mol/L,若是堿溶液,則H+是H2O電離產生的,水電離的OH-與H+濃度均為10-11 mol/L;若是鹽溶液(如Na2CO3),則OH-是H2O電離產生的,即水電離的c(OH-)=10-3 mol/L。2.在一定條件下,相同pH的硫酸和硫酸鐵溶液中水電離出來的c(H+)分別是1.010-amolL-1和1.010-bmolL-1,在此溫度下,則下列說法正確的是()A.ab,A和B選項錯誤;由題意可知,兩種溶液

12、的pH=b,即硫酸溶液中c(H+)是1.010-b molL-1,而水電離產生的c(H+)等于水電離產生的c(OH-),所以硫酸溶液中c(OH-)是1.010-a molL-1,KW=1.010-(b+a),D選項正確。題型四難溶電解質的溶度積常數題型四難溶電解質的溶度積常數(Ksp)常考點:(1)溶解度與Ksp的相互轉化與比較;(2)沉淀先后的順序判斷;(3)沉淀轉化的計算;(4)金屬陽離子沉淀完全的pH及沉淀分離的相關計算;(5)與Ka、Kb、Kh相結合的計算;(6)溶度積曲線的分析及計算。(1)溶度積常數Ksp的表達式:對于組成為AmBn的電解質,飽和溶液中存在平衡AmBn(s)mAn+

13、(aq)+nBm-(aq),Ksp=cm(An+)cn(Bm-)。(2)影響Ksp大小的因素:對于確定的物質來說,Ksp只與溫度有關;一般情況下,升高溫度,Ksp增大。(3)溶度積規(guī)則:當QcKsp時,溶液過飽和,有沉淀析出,直至溶液飽和,達到新的平衡;當Qc=Ksp時,溶液飽和,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài);當QcKsp(BaCO3)B.BaSO4在水中的溶解度、Ksp均比在BaCl2溶液中的大C.反應BaSO4(s)+C(aq)BaCO3(s)+S(aq)的K22.510-4 mol/L時,開始有BaCO3生成,故Ksp(BaCO3)=2.510-41.010-5=2.510-9,A項錯誤;Ks

14、p只與溫度有關,B項錯誤;K1=0.04,K2K1=1,故K2K1,C項錯誤;當0.1 mol BaSO4全部轉化為BaCO3時,溶液中c(S)=0.2 mol/L,K1=0.04,c(C)=5 mol/L,即0.1 mol BaSO4轉化完時溶液中還有2.5 mol C,轉化過程中還消耗了0.1 mol C,故至少需要2.6 mol Na2CO3,D項正確。23O24O23O2423(SO)(CO)ccsp4sp3(O)(O)KBaSKBaC24O2423(SO)(CO)cc230.2mol/L(CO)c23O23O23O1.(2016河北質量檢測)已知常溫下Ksp(AgCl)=1.810-

15、10,Ksp(AgBr)=5.010-13,下列有關說法錯誤的是()A.向AgCl濁液中滴入KBr溶液,可得到淺黃色固體B.AgCl、AgBr的飽和溶液中:19C.欲用1 L NaCl溶液使0.01 mol AgBr轉化為AgCl,則c(NaCl)3.61 mol/LD.AgCl在水中的Ksp比在NaCl溶液中的大(Cl)(Br)cc答案答案 D由于AgCl、AgBr的組成形式相同且AgBr的Ksp比AgCl的小,故AgCl易轉化為AgBr,A項不符合題意;AgCl飽和溶液中,c(Cl-)=c(Ag+)=,同理,c(Br-)=,19,B項不符合題意;AgBr(s)+Cl-(aq)AgCl(s)

16、+Br-(aq),K=,當AgBr全部轉化為AgCl時,溶液中c(Br-)=0.01 mol/L,將有關數據代入上式中求得平衡時c(Cl-)=3.6 mol/L,AgBr轉化過程中消耗了0.01 mol NaCl,故NaCl的最低濃度為3.61 mol/L,C項不符合題意;溶度積只與溫度有關,D項符合題意。sp()KAgClsp()KAgBr(Cl)(Br)cc(Br)(Cl)ccspsp()()KAgBrKAgCl2.25 時,AgCl的Ksp=1.810-10,Ag2CO3在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是()A.Ag2CO3的Ksp為8.110-12B.Ag2CO3(s)

17、+2Cl-(aq)2AgCl(s)+C(aq)的平衡常數K=2.5108C.向Ag2CO3的飽和溶液中加入K2CO3(s)可使c(C)增大(由Y點到Z點)D.向0.001 molL-1AgNO3溶液中滴入同濃度的KCl和K2CO3的混合溶液,C先沉淀23O23O23O答案答案 D 由圖像可知,Ag2CO3的Ksp=(910-4)210-5=8.110-12,A項不符合題意;K=2.5108,B項不符合題意;向Ag2CO3的飽和溶液中加K2CO3固體,c(C)增大,沉淀溶解平衡逆向移動,c(Ag+)減小,但Ksp不變,C項不符合題意;假設K2CO3和KCl的濃度均為0.1 molL-1,使C沉淀需c(Ag+)為910-6 molL-1,使Cl-沉淀需c(Ag+)為1.810-9molL-1,所以Cl-先沉淀,D項符合題意。232(CO)(l)cc Csp232sp(gO)()KACKAgCl121028.1 10(1.8 10)23O23O