（新課改省份專版）2020高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 7.8 系統(tǒng)歸納 四大平衡常數(shù)的相互關(guān)系及應(yīng)用學(xué)案（含解析）.doc

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第8課時(shí)　系統(tǒng)歸納——四大平衡常數(shù)的相互關(guān)系及應(yīng)用 電解質(zhì)溶液中的電離常數(shù)、水的離子積常數(shù)、水解常數(shù)及溶度積常數(shù)是在化學(xué)平衡常數(shù)基礎(chǔ)上的延深和拓展，它是定量研究平衡移動的重要手段。各平衡常數(shù)的應(yīng)用和計(jì)算是高考的熱點(diǎn)和難點(diǎn)。要想掌握此點(diǎn)，在復(fù)習(xí)時(shí)就要以化學(xué)平衡原理為指導(dǎo)，以判斷平衡移動的方向?yàn)榫€索，以勒夏特列原理和相關(guān)守恒定律為計(jì)算依據(jù)，以各平衡常數(shù)之間的聯(lián)系為突破口，聯(lián)系元素及化合物知識，串點(diǎn)成線，結(jié)線成網(wǎng)，形成完整的認(rèn)識結(jié)構(gòu)體系，就能勢如破竹，水到渠成。 [重難點(diǎn)撥] 1．四大平衡常數(shù)的比較 常數(shù) 符號 適用體系 影響因素 表達(dá)式 水的離子積常數(shù) KW 任意水溶液 溫度升高，KW增大 KW＝c(OH－)c(H＋) 電離常數(shù) 酸Ka 弱酸溶液 升溫，K值增大 HAH＋＋A－，電離常數(shù)Ka＝ 堿Kb 弱堿溶液 BOHB＋＋OH－，電離常數(shù)Kb＝ 鹽的水解常數(shù) Kh 鹽溶液 升溫，Kh值增大 A－＋H2OOH－＋HA，水解常數(shù)Kh＝ 溶度積常數(shù) Ksp 難溶電解質(zhì)溶液 升溫，大多數(shù)Ksp值增大 MmAn的飽和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)cn(Am－) 2．四大平衡常數(shù)間的關(guān)系 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、KW的關(guān)系是KW＝KaKh。 (2)NH4Cl、NH3H2O溶液中，Kb、Kh、KW的關(guān)系是KW＝KbKh。 (3)M(OH)n懸濁液中Ksp、KW、pH間的關(guān)系是Ksp＝c(Mn＋)cn(OH－)＝cn(OH－)＝＝n＋1。 3．四大平衡常數(shù)的應(yīng)用 (1)判斷平衡移動方向 Qc與K的關(guān)系 平衡移動方向 溶解平衡 Qc＞K 逆向 沉淀生成 Qc＝K 不移動 飽和溶液 Qc＜K 正向 不飽和溶液 (2)判斷離子濃度比值的大小變化 如將NH3H2O溶液加水稀釋，c(OH－)減小，由于電離常數(shù)為，此值不變，故的值增大。 (3)利用Ksp計(jì)算沉淀轉(zhuǎn)化時(shí)的平衡常數(shù) 如：AgCl＋I(xiàn)－AgI＋Cl－[已知：Ksp(AgCl)＝1.810－10、Ksp(AgI)＝8.510－17]反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝＝＝＝≈2.12106。 (4)利用四大平衡常數(shù)進(jìn)行有關(guān)計(jì)算 [考法精析] 考法一　電離平衡常數(shù)的應(yīng)用與計(jì)算 1．(1)(2016全國卷Ⅱ)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(yīng)的平衡常數(shù)值為________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7107；KW＝1.010－14)。 (2)(2016海南高考)已知：KW＝1.010－14，Al(OH)3AlO＋H＋＋H2O　K＝2.010－13。Al(OH)3溶于NaOH溶液反應(yīng)的平衡常數(shù)等于________。 解析：(1)已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7107；KW＝1.010－14；聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方程式為N2H4＋H2ON2H＋OH－，則平衡常數(shù)為＝＝KKW＝8.71071.010－14＝8.710－7。 (2)Al(OH)3溶于NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式為Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，則Al(OH)3溶于NaOH溶液反應(yīng)的平衡常數(shù)為＝＝＝20。 答案：(1)8.710－7　(2)20 2．下表是25 ℃時(shí)某些弱酸的電離常數(shù)。 化學(xué)式 CH3COOH HClO H2CO3 H2C2O4 Ka Ka＝1.8 10－5 Ka＝3.0 10－8 Ka1＝4.110－7 Ka2＝5.610－11 Ka1＝5.910－2 Ka2＝6.410－5 (1)H2C2O4與含等物質(zhì)的量的KOH的溶液反應(yīng)后所得溶液呈酸性，該溶液中各離子濃度由大到小的順序?yàn)開_____________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)pH相同的NaClO和CH3COOK溶液，其溶液的物質(zhì)的量濃度的大小關(guān)系是：CH3COOK________NaClO，兩溶液中：[c(Na＋)－c(ClO－)]______[c(K＋)－c(CH3COO－)]。(填“＞”“＜”或“＝”) (3)向0.1 molL－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝5∶9，此時(shí)溶液pH＝____。 (4)碳酸鈉溶液中滴加少量氯水的離子方程式為________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)H2C2O4＋KOH===KHC2O4＋H2O，所得溶液呈酸性，說明HC2O以電離為主，水解為次。故c(K＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)。(2)CH3COOH的電離常數(shù)大于HClO，故NaClO和CH3COOK溶液濃度相同時(shí)NaClO溶液的堿性較強(qiáng)，pH較大，則pH相同時(shí)，NaClO溶液的濃度較小。根據(jù)電荷守恒可知，NaClO溶液中存在c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(ClO－)，即c(Na＋)－c(ClO－)＝c(OH－)－c(H＋)，同理CH3COOK溶液中c(K＋)－c(CH3COO－)＝c(OH－)－c(H＋)，因?yàn)閮扇芤旱膒H相同，所以兩溶液中c(OH－)－c(H＋)相等，即c(Na＋)－c(ClO－)＝c(K＋)－c(CH3COO－)。(3)CH3COOHCH3COO－＋H＋，電離常數(shù)只與溫度有關(guān)。K＝＝＝1.810－5，故c(H＋)＝110－5 molL－1，pH＝5。(4)加入少量氯水時(shí)，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO。 答案：(1)c(K＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－) (2)＞　＝　(3)5 (4)2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO 考法二　水的離子積常數(shù)的應(yīng)用與計(jì)算 3．右圖表示水中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系，下列判斷錯(cuò)誤的是(　　) A．兩條曲線間任意點(diǎn)均有c(H＋)c(OH－)＝KW B．M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)＜c(OH－)　 C．圖中T1＜T2 D．XZ線上任意點(diǎn)均有pH＝7 解析：選D　根據(jù)水的離子積定義可知A項(xiàng)正確；XZ線上任意點(diǎn)都存在c(H＋)＝c(OH－)，所以M區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H＋)＜c(OH－)，B項(xiàng)正確；因?yàn)閳D像顯示T1時(shí)水的離子積小于T2時(shí)水的離子積，而水的電離程度隨溫度升高而增大，則T1＜T2，C項(xiàng)正確；XZ線上只有X點(diǎn)的pH＝7，D項(xiàng)錯(cuò)誤。 4．水的電離平衡曲線如右圖所示。 (1)若以A點(diǎn)表示25 ℃時(shí)水在電離平衡時(shí)的離子濃度，當(dāng)溫度升到100 ℃時(shí)，水的電離平衡狀態(tài)到B點(diǎn)，則此時(shí)水的離子積從________增加到________。 (2)25 ℃時(shí)，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液，②0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液，③pH＝10的Na2S溶液，④pH＝5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是____________________。 解析：(1)A點(diǎn)，c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 molL－1，則此時(shí)水的離子積為10－14；B點(diǎn)，c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 molL－1，則此時(shí)水的離子積為10－12，這說明水的離子積從10－14增加到10－12。 (2)25 ℃時(shí)，在等體積的①pH＝0的H2SO4溶液中水電離出的c(H＋)是10－14 molL－1；②0.05 molL－1的Ba(OH)2溶液中水電離出的c(H＋)是10－13 molL－1；③pH＝10的Na2S溶液中水電離出的c(H＋)是10－4 molL－1；④pH＝5的NH4NO3溶液中水電離出的c(H＋)是10－5 molL－1，所以發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是1∶10∶1010∶109。 答案：(1)10－14　10－12　(2)1∶10∶1010∶109 考法三　水解常數(shù)、電離常數(shù)和離子積常數(shù)的綜合應(yīng)用 5．已知：25 ℃，Ka(CH3COOH)＝1.7510－5，Kb(NH3H2O)＝1.7510－5，≈1.3，lg 1.3≈0.1 (1)25 ℃，0.1 molL－1 CH3COOH溶液的pH＝________；將0.1 molL－1 CH3COOH溶液與0.1 molL－1的氨水等體積混合，所得溶液中離子濃度大小關(guān)系為___________________ ________________________________________________________________________。 (2)25 ℃，0.2 molL－1 NH4Cl溶液中NH水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh＝________(保留2位有效數(shù)字)。 (3)25 ℃，向0.1 molL－1氨水中加入少量NH4Cl固體，NH3H2ONH＋OH－的電離平衡________(填“正”“逆”或者“不”)移；請用氨水和某種銨鹽(其他試劑與用品自選)，設(shè)計(jì)一個(gè)實(shí)驗(yàn)證明NH3H2O是弱電解質(zhì)_________________________________________ ___________________________________________________________________________。 解析：(1)已知CH3COOHCH3COO－＋H＋，25 ℃，0.1 molL－1CH3COOH溶液中Ka(CH3COOH)＝＝1.7510－5，則c(H＋)2＝1.7510－5c(CH3COOH)＝1.7510－50.1 molL－1＝1.7510－6，c(H＋)＝10－3 molL－1＝1.310－3 molL－1，此時(shí)溶液的pH＝3－lg 1.3＝2.9；CH3COOH的電離能力和NH3H2O相同，則CH3COO－和NH水解能力也相同，則CH3COONH4溶液顯中性，等濃度等體積的CH3COOH溶液和氨水混合恰好生成CH3COONH4，結(jié)合電荷守恒式c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(NH)＋c(H＋)，所得溶液中離子濃度大小關(guān)系為c(CH3COO－)＝c(NH)>c(H＋)＝c(OH－)。 (2)已知NH＋H2ONH3H2O＋H＋，此時(shí)Kh＝＝110－14(1.7510－5)＝5.710－10。 (3)25 ℃，向0.1 molL－1氨水中加入少量NH4Cl固體，溶液中NH濃度增大，NH3H2ONH＋OH－的電離平衡逆向移動；欲證明NH3H2O是弱電解質(zhì)，可取少量氨水于試管中，滴加2～3滴酚酞溶液，再加入少量醋酸銨固體，充分振蕩后溶液紅色變淺，即可證明NH3H2O是弱電解質(zhì)。 答案：(1)2.9 c(CH3COO－)＝c(NH)>c(H＋)＝c(OH－)　 (2)5.710－10　(3)逆　取少量氨水于試管中，滴加2～3滴酚酞溶液，再加入少量醋酸銨固體，充分振蕩后溶液紅色變淺。證明NH3H2O是弱電解質(zhì)(其他合理答案均可) 6．(1)已知25 ℃時(shí)，NH3H2O的電離常數(shù)Kb＝1.810－5，該溫度下1 molL－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ molL－1。(已知≈2.36) (2)常溫下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收過程中水的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動。試計(jì)算所得溶液中＝________。(常溫下H2SO3的電離常數(shù)Ka1＝1.010－2，Ka2＝6.010－8) (3)25 ℃時(shí)，亞碲酸(H2TeO3)的Ka1＝110－3，Ka2＝210－8。該溫度下，0.1 molL－1 H2TeO3的電離度α約為________；NaHTeO3溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7。 解析：(1)Kh＝＝ c(H＋)≈c(NH3H2O)，而c(NH)≈1 molL－1， 所以c(H＋)＝＝ ≈2.3610－5 molL－1。 (2)NaOH電離出的OH－抑制水的電離平衡，Na2SO3電離出的SO水解促進(jìn)水的電離平衡。 SO＋H2OHSO＋OH－ Kh＝＝＝ 所以＝＝60。 (3)亞碲酸(H2TeO3)為二元弱酸，以一級電離為主，H2TeO3的電離度為α， 　　　　　　　　 H2TeO3HTeO＋H＋ 起始/(molL－1)　 　 　0.1　　　 0　　　0 電離/(molL－1)　 　 　0.1α　　 0.1α　　0.1α 平衡/(molL－1)　　　0.1(1－α)　 0.1α　　0.1α Ka1＝110－3＝，解得：α≈10%； 已知Ka2＝210－8，則HTeO的水解常數(shù)Kh＝＝(110－14)(110－3)＝110－11

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