【配套K12】[学习]2019版高考化学大一轮复习 第8章 物质在水溶液中的行为 增分补课10学案

增分补课10

化学平衡常数运用于弱电解质的电离、盐类的水解及难溶电解质的溶解平衡等问题时，则分别称为电离常数、水解常数及溶度积常数，它是定量研究上述可逆过程平衡移动的重要手段，有关各平衡常数的应用和求算是高考常考知识点，在理解上一定抓住，各平衡常数都只与电解质本身和温度有关，而与浓度、压强等外界条件无关。

[知识查补]

水的离子积常数 电离常数(Ka、Kb) (Kw) 在一定条件下达到盐类水解反应达到电离平衡时，弱电在一定温度下，在解质电离形成的各一定温度下，水或种离子的浓度的乘概念 积与溶液中未电离的分子的浓度之比数 是一个常数，这个应的盐类水解平衡常数称为电离常数 常数 这个常数就是该反稀的水溶液中[OH－难溶电解质的溶度积常数(Ksp) 盐类的水解常数(Kh) 在一定温度下，当化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一个常]与[H]的乘积 ＋精品K12教育教学资料

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(1)对于一元弱酸HA： HAH＋A，电离常数 表达式 [H][A]Ka＝ [HA](2)对于一元弱碱BOH： BOH－＋－＋－以NH4＋MmAn的饱和溶液； H2O＋＋Kw＝[OH][H] －＋NH3·H2O＋H为例 Ksp＝[Mn＋]m[Am－]n [H][NH3·H2O]Kh＝ ＋[NH4]＋B＋OH，电离常数 ＋－＋[B][OH]Kb＝ [BOH]盐的水解程度随温影响因素 只与温度有关，升高温度，K值增大 只与温度有关，升高温度，Kw增大 只与难溶电解质的性质和温度有关 度的升高而增大，Kh随温度的升高而增大 “四大常数”间的两大等式关系

(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的关系是Kw＝Ka·Kh。 (2)M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间关系，M(OH)n(s)[OH][OH]－nKsp＝[M]·[OH]＝·[OH]＝

n＋

－n－

－n＋1

M(aq)＋nOH(aq)

n＋－

nn1Kwn＋1

＝(－pH)。 n10

增分点1 电离平衡常数

1.直接求电离平衡常数。 常考题型 2.由电离常数求弱酸(或弱碱)的浓度。 3.由Ka或Kb求pH。 试题一般难度不大，是在化学平衡基础上派生出来的。注意平衡体系中同种离对策 子的浓度是同一个浓度，当两个量相加或相减时，若相差100倍以上，要舍弃小的等一些基本的近似处理能力。 【例1】 草酸即乙二酸，是一种有机二元酸，在工业上有重要的作用。草酸在100 ℃开始

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升华，157 ℃时大量升华，并开始分解。

电离方程式 H2C2O4HCO－24电离常数 －24H＋HCO H＋CO NH＋OH ＋4－＋2－24＋K1＝5.4×10－2 K2＝5.4×10－5 K＝1.8×10－5 NH3·H2O(1)(NH4)2C2O4溶液的pH________7(填“＞”“＜”或“＝”)。

(2)用惰性电极电解饱和草酸溶液可制得乙醛酸(OHC—COOH)。阴极的电极反应式为____________________________________________ ____________________________________________。 (3)草酸钠是一种重要的还原剂。合成草酸钠的操作如下： Na2CO375%酒精过滤草酸――→――→――→草酸钠晶体 加热

①75%酒精的作用是____________________________________________。

②当草酸与碳酸钠的物质的量按2∶1充分混合后，溶液中pH＜7。请将该溶液中离子浓度按由大到小的顺序排列_____________________________ ____________________________________________。

解析 (1)由题中表格可知，H2C2O4、HC2O4、NH3·H2O的电离常数大小为H2C2O4＞HC2O4＞NH3·H2O，故草酸铵溶液显酸性。(2)阴极得电子发生还原反应：2H＋HOOC—COOH＋2e

＋

－

－

－

===HOOC—CHO＋H2O。(3)①加入酒精是为了降低草酸钠的溶解度，便于晶体析出。②二者反应后溶质为草酸氢钠，因为溶液显酸性，所以HC2O4的电离程度大于其水解程度，则离子浓度大小顺序为[Na]＞[HC2O4]＞[H]＞[C2O4]＞[OH]。 答案 (1)＜

(2)2H＋HOOC—COOH＋2e===HOOC—CHO＋H2O (3)①降低草酸钠的溶解度，便于晶体析出 ②[Na]＞[HC2O4]＞[H]＞[C2O4]＞[OH]

增分点2 水的离子积常数

1.计算温度高于室温时的Kw。 常考题型 2.通过KW的大小比较相应温度的高低。 3.溶液中[H]与[OH]相互换算。 精品K12教育教学资料

＋－＋

－

＋

2－

－

＋

－

＋

－

＋

2－

－－

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4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的[H]或[OH]的计算。 ＋－Kw只与温度有关，升高温度，Kw增大；在稀溶液中，[H＋]·[OH－]＝Kw，对策 其中[H]、[OH]是溶液中的H、OH浓度；水电离出的H数目与OH数目相等。 【例2】 下表是不同温度下水的离子积常数：

温度/℃ 水的离子积常数(mol·L) 试回答以下问题：

(1)若25＜t1＜t2，则a________1×10

－142－2＋－＋－＋－25 1×10－14t1 t2 1×10－12a mol·L(填“＞”、“＜”或“＝”)，做此判

2－2

断的理由是____________________________________________ ____________________________________________。

(2)25 ℃时，某Na2SO4溶液中[SO4]＝5×10 mol/L，取该溶液1 mL加水稀释至10 mL，则稀释后溶液中[Na]∶[OH]＝________。

(3)t2 ℃时，将pH＝11的苛性钠溶液V1 L与pH＝1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH＝2，则V1∶V2＝________。此溶液中各种离子的浓度由大到小的顺序是________。

解析 (1)25＜t1＜t2，温度升高，促进水的电离，[H]＝[OH]＞1×10 mol/L，所以KW＞1×10

－14

＋

－

－7

＋

－

2－

－4

mol·L。

＋

－4

－3

＋

－

2－2

(2)Na2SO4溶液中[Na]＝2×5×10 mol/L＝1×10 mol/L，稀释10倍后，[Na]＝1×10

4

－

－7

＋

－

－4

mol/L，此时溶液为中性，[OH]＝1×10 mol/L，所以[Na]∶[OH]＝10 mol/L∶10

－7

mol/L＝1 000。

(3)根据酸、碱中和原理及pH计算式：

V2×0.1 mol/L－V1×0.1 mol/L－2

＝10 mol/L，解得

V2＋V1

V1∶V2＝9∶11，根据Na2SO4的化学组成及反应后溶液呈酸性，推知该溶液中各种离子浓度由

大到小的顺序为[Na]＞[SO4]＞[H]＞[OH]。

答案 (1)＞ 温度升高，水的电离程度增大，所以水的离子积增大 (2)1 000∶1

(3)9∶11 [Na]＞[SO4]＞[H]＞[OH]

增分点3 Ka(Kb)与Kw的结合——盐类的水解常数Kh

＋

2－

＋

－

＋

2－

＋

－

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说明：Kh在做题过程中往往通过Ka(Kb)、Kw的数据通过转换完成解答。 【例3】 室温下，H2SO3的电离平衡常数Ka1＝1.0×10、Ka2＝1.0×10。

(1)该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh＝________，NaHSO3溶液的pH________(填“＞”、[H2SO3]

“＜”或“＝”)7；若向NaHSO3溶液中加入少量I2，则溶液中－将________(填“增

[HSO3]大”、“减小”或“不变”)。

(2)0.1 mol/L Na2SO3溶液的pH＝________，从平衡移动的角度解释SO3的Kh1＞Kh2。____________________________________________。 [HSO3]·[H]－

解析 (1)Ka1＝，由HSO3＋H2O

[H2SO3]

－

＋－

＋

2－

－2

－7

[H2SO3]·[OH]

H2SO3＋OH，Kh＝＝－

[HSO3]

－

－

[H2SO3]·[OH]·[H]Kw－12－

＝＝1.0×10＜Ka2，这说明HSO3的电离能力强于水解能力，故溶－＋

[HSO3]·[H]Ka1液显酸性，pH＜7；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，[H2SO3]＋－

导致溶液的酸性增强，[H]增大，[OH]减小，但因温度不变，故Kh不变，则－增大。

[HSO3](2)同理可求出Kh1＝

－

Kw－72－

＝1.0×10，Na2SO3溶液的碱性主要由SO3的一级水解决定，设溶液Ka2

－

2－

中[OH]＝x mol/L，则[HSO3]≈x mol/L、[SO3]＝0.1 mol/L－x mol/L≈0.1 mol/L，利用水解平衡常数易求出x＝1.0×10 mol/L，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。 答案 (1)1.0×10

－12

－4

－

＜ 增大

－

(2)10 一级水解产生的OH对二级水解有抑制作用

增分点4 难溶电解质的溶度积常数

1.溶解度与Ksp的相关转化与比较。 2.沉淀先后的计算与判断。 3.沉淀转化相关计算。 常考题型 4.金属阳离子沉淀完全的pH及沉淀分离的相关计算。 5.与其他平衡(如氧化还原平衡、配位平衡)综合的计算。 6.数形结合的相关计算等。 应用Kap数值大小比较物质的溶解度大小时，一定是在组成上属于同一类型对策 的难溶电解质才能进行比较，否则，不能比较；在判断沉淀的生成或转化时，把离子浓度数值代入Ksp表达式，若数值大于Ksp，沉淀可生成或转化为相应精品K12教育教学资料

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难溶物质；利用Ksp可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数。 【例4】 (2018·南阳模拟)①已知t ℃时AgCl的Ksp＝2×10中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( )

－10

；②在t ℃时Ag2CrO4在水

A.在t ℃时，Ag2CrO4的Ksp为1×10

B.在饱和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4可使溶液由Y点到X点

C.在t ℃时，以0.01 mol·L AgNO3溶液滴定20 mL 0.01 mol·L KCl和0.01 mol·L

1

－1

－1

－

－9

K2CrO4的混合溶液，CrO4先沉淀

－

2－

D.在t ℃时，反应Ag2CrO4(s)＋2Cl(aq)2.5×10

7

2AgCl(s)＋CrO4(aq)的平衡常数K＝

2－

解析 依据图像曲线上的数据，结合溶度积常数概念计算即可得到，曲线上的点是沉淀溶解平衡，Ag2CrO4的沉淀溶解平衡为Ag2CrO4(s)

＋2

2Ag(aq)＋CrO4(aq)；Ksp＝[Ag

＋2－

]·[CrO4]＝(10)×10＝10

2－－32－6－12

，故A错误；在饱和溶液中加入K2CrO4可使沉淀溶解平

衡左移，溶度积常数不变，还是饱和溶液，点应在曲线上，故B错误；依据溶度积常数计算

－－12＋－－10Ksp(Ag2CrO4)＝[Ag＋]2·[CrO2，Ksp(AgCl)＝[Ag]·[Cl]＝2×10，以0.01 4]＝1×10

mol·L AgNO3溶液滴定20 mL 0.01 mol·L KCl和0.01 mol·L K2CrO4的混合溶液，[CrO]＝0.01 mol·L，得到[Ag]＝－1

－

－1

2－

4

－1

＋

－1－1－1

10－1－5－1

mol·L，0.01 mol·L－2 mol·L＝1×10

10

－10

＋

－122×10－1

KCl溶液中，[Cl]＝0.01 mol·L，依据溶度积计算得[Ag]＝ mol·L＝2×10－2

10 mol·L

－1

－8

，所以先析出氯化银沉淀，故C错误；在t ℃时，Ag2CrO4(s)＋2Cl

2－

－

(aq)2AgCl(s)＋CrO4(aq)，离子浓度相同时，依据氯化银的溶度积和Ag2CrO4的溶

2－

－12

[CrO4]Ksp（Ag2CrO4）107

度积计算，K＝＝－2＝2－102＝2.5×10，故D正确。

[Cl]Ksp（AgCl）（2×10）答案 D 解题建模

基于“平衡观”视角建构电解质溶液知识体系 精品K12教育教学资料

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