資源簡介

應用課
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第15課時 四大平衡常數
【學習目標】
掌握四大平衡常數的特征。
【學習活動】
學習任務
目標：掌握四大平衡常數的特征。 一、四大平衡常數的比較 常數受溫度的影響表達式電離常數Ka或Kb隨溫度升高而增大HAH++A— Ka= BOHB++OH— Kb=水的離子積常Kw隨溫度升高而增大H2OH++OH— Kw=c(H+)·c(OH—)鹽的水解常數Kh隨溫度升高而增大A—+H2OHA+OH— Kh=溶度積常數　大多數隨溫度升高而增大，少數會減小，如:Ca(OH)2MmAn(s)m(aq)+nAm—(aq) Ksp=cm(Mn+)·cn(Am—)
二、四大平衡常數間的關系 1.Kh=或 如:HC+H2OH2CO3+OH- Kh=== C+H2OHC+OH- Kh== = 2.某些沉淀的Ksp與Kw的關系 M(OH)n(s)Mn+(aq)+nOH-(aq) Ksp=c(Mn+)·cn(OH-)=c(Mn+)·[]n=c(Mn+)·()n 3.四大平衡同化學平衡一樣都為動態平衡，平衡的移動符合平衡移動原理(勒夏特列原理)，Ka、Kb、Kh、Kw、Ksp不隨其離子濃度的變化而變化，只與溫度有關，隨溫度的升高而增大(部分Ksp除外)，在溫度一定時，平衡常數不變，與化學平衡是否移動無關。 三、四大平衡常數的應用 1.判斷平衡移動方向 (1)Q與K的關系 兩者表達式相同，若QK，平衡逆向移動。 (2)Q與Ksp的關系 當Q>Ksp時，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡；當Q=Ksp時，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態；當Q下列判斷正確的是(　 ) A.向Na2CO3溶液中滴入酚酞，溶液變紅，主要原因是C+2H2OH2CO3+2OH- B.常溫時，CH3COOH與CH3COONa混合溶液的pH=6，則c(CH3COOH)/c(CH3COO-)=18 C.NaHCO3溶液中:c(OH-)-c(H+)=c(H2CO3)-c(C) D.2×10-4mol/L的Na2CO3溶液與CaCl2溶液等體積混合出現沉淀，則CaCl2溶液的濃度一定是5.6×10-5mol/L 答案:C 解析：A項，向Na2CO3溶液中滴入酚酞，溶液變紅，是因為碳酸根離子水解使溶液顯堿性，離子方程式為C+H2OHC+OH-，錯誤；B項，常溫時，CH3COOH與CH3COONa混合溶液的pH=6，Ka=1.8×10-5，則有Ka=1.8×10-5==，則c(CH3COO-)/c(CH3COOH)=18，錯誤；C項，NaHCO3溶液中，由質子守恒可得c(C)+c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)，即c(OH-)-c(H+)=c(H2CO3)-c(C)，正確；D項，2×10-4mol/L的Na2CO3溶液與CaCl2溶液等體積混合出現沉淀，則需要的鈣離子最小的濃度×2 mol/L=5.6×10-5 mol/L，鈣離子濃度大于5.6×10-5 mol/L就可以出現沉淀，錯誤。 【針對訓練2】25 ℃時，向20 mL c mol/L NaOH溶液中滴加0.1 mol/L醋酸，混合溶液中水電離的c(OH-)與醋酸體積[V(CH3COOH)]的關系如圖。下列有關說法錯誤的是(　 　) A.c(NaOH)=0.1 mol/L B.水的電離程度:E>B=D>A C.酸溶液的體積:V=20 mL D.若D點對應的醋酸體積為V1 mL，則25 ℃時醋酸的電離常數Ka= 答案:D 解析：氫氧化鈉溶液中水電離出的氫氧根離子濃度為10-13 mol/L，說明水電離的氫離子濃度為10-13 mol/L，氫氧化鈉的濃度為0.1 mol/L，A正確；氫氧化鈉溶液中水電離受到抑制，加入醋酸反應生成鹽，水電離程度逐漸增大，當溶液中全為醋酸鈉，水的電離程度最大，繼續加入醋酸，水的電離程度又逐漸減小，因為B、D兩點水電離的氫氧根離子濃度相同，即水電離程度相同，故電離程度的關系為E>B=D>A，B正確；當醋酸和氫氧化鈉完全反應時水電離程度最大，即V=20 mL，C正確；D點溶質為醋酸和醋酸鈉，溶液顯中性，c(H+)=10-7 mol/L，則c(Na+)=c(CH3COO-)= mol/L，c(CH3COOH)= mol/L，則醋酸電離平衡常數Ka==，D錯誤。 【針對訓練3】在NaCN溶液中存在水解平衡:CN-+H2OHCN+OH-，水解常數Kh(NaCN)=≈[c0(NaCN)是NaCN溶液的起始濃度]。25 ℃時，向1 mol·L-1的NaCN溶液中不斷加水稀釋，NaCN溶液濃度的對數值lg c0與2pOH[pOH=-lg c(OH-)]的關系如圖所示。下列說法中錯誤的是(　 　) A.25 ℃時，Kh(NaCN)為10-4.7 B.升高溫度，可使曲線上a點變到b點 C.25 ℃，向a點對應的溶液中加入固體NaCN，CN-的水解程度減小 D.c點對應溶液中的c(OH-)大于a點 答案:B 解析：2pOH=-2lg c(OH-)，則c2(OH-)=10-2pOH。Kh(NaCN)=，由a點坐標可知，c0(NaCN)=0.1 mol·L-1，c2(OH-)=10-5.7，代入表達式可得Kh(NaCN)=10-4.7，A項正確；升高溫度，促進CN-的水解，OH-濃度增大，則2pOH的值減小，B項錯誤；加入NaCN固體，CN-濃度增大，水解平衡正向移動，但CN-水解的程度減小，C項正確；pOH是OH-濃度的負對數，因c點的pOH小于a點，所以c點OH-的濃度大于a點，D項 正確。 【針對訓練4】將新買的瓷制餐具、茶具、酒具放入10%的醋內煮上兩三個小時，可除去新瓷器所含的微量鋁，避免鋁毒危害身體。已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)=1.7×10-5。該溫度下用0.1 mol·L-1的醋酸滴定10.00 mL 0.1 mol·L-1的堿MOH，滴定過程中加入醋酸的體積(V)與溶液中lg的關系如圖所示。下列說法中錯誤的是(　 　) A.MOH的電離方程式為MOHM++OH- B.a點V(CH3COOH)=10.00 mL C.25 ℃時，CH3COO-的水解平衡常數為×10-9 D.b點:c(CH3COO-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-) 答案:B 解析：開始時0.1 mol·L-1的MOH的=10-12，則c(H+)=10-13 mol·L-1，c(OH-)=0.1 mol·L-1，MOH是強堿，完全電離，A正確；當加入V(CH3COOH)=10.00 mL，CH3COOH和MOH恰好反應生成CH3COOM，溶液顯堿性，而a點c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，B錯誤；因為水解平衡常數Kh===×10-9，C正確；當滴入V(CH3COOH)=20.00 mL時，溶液中是等濃度的CH3COOH和CH3COOM，則c(CH3COO-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-)，D正確。 【針對訓練5】 (1)已知常溫下H2SO3的電離常數Ka1=1.0×10-2，Ka2=6.0×10-8，則S的水解常數Kh1=　　　　，Kh2=　　　　。常溫下，pH=9的Na2SO3溶液中=　　　　。 (2)若25 ℃時某一元酸HA的電離平衡常數Ka=1×10-8，將0.1 mol·L-1的HA溶液和0.1 mol·L-1的NaA溶液等體積混合后，則混合溶液呈　　　　性。 參考答案:(1)1.67×10-7　1×10-12　60　(2)堿 解析:(1)S+H2OHS+OH-， HS+H2OH2SO3+OH-， Kh1===≈1.67×10-7； Kh2===1×10-12； 當pH=9時，c(OH-)=10-5mol·L-1，則===60。 (2)溶液中存在:HAH++A-，Ka=1×10-8， A-+H2OOH-+HA，Kh=====1×10-6。 因Kh>Ka，即水解大于電離，故c(OH-)>c(H+)，溶液顯堿性。 【針對訓練6】已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分別表示化學平衡常數、弱酸的電離常數、水的離子積常數、鹽的水解常數、難溶電解質的溶度積常數。 (1)下列有關上述常數的說法正確的是　　　　(填字母)。 a.它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度 b.它們的大小都隨溫度的升高而增大 c.常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka d.一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw=Ka·Kh (2)25 ℃時，H2SO3HS+H+的電離常數Ka=1×10-2，則該溫度下pH=3、c(HS)=0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)=　　　　。 (3)高爐煉鐵中發生的反應有: FeO(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g)　ΔH<0 該反應的平衡常數表達式為K=　　　??； 已知1 100 ℃時，K=0.25，則平衡時CO的轉化率為　　　　　　；在該溫度下，若測得高爐中c(CO2)=0.020 mol·L-1，c(CO)=0.1 mol·L-1，則此時反應速率是v正　　　(填“>”“<”或“=”)v逆。 (4)已知常溫下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分別為8.0×10-38、1.0×10-11，向濃度均為 0.1 mol·L-1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入堿液，要使Fe3+完全沉淀而Mg2+不沉淀，應該調節溶液pH的范圍是　　　　。(已知lg 2=0.3，離子濃度低于10-5mol·L-1時認為沉淀完全) 參考答案:(1)ad　(2)0.01 mol·L-1 (3)　20%　>　(4)[3.3，9) 解析:(1)對于正反應為放熱反應的化學平衡，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數減小，b選項錯誤；溫度不變，CH3COOH的電離常數不變，c選項錯誤。 (2)Ka=，代入數據得c(H2SO3)=0.01 mol·L-1。 (3)根據方程式可得K=；設開始時c(CO)=a mol·L-1，平衡時c(CO2)=b mol·L-1，則=0.25，得a=5b，則平衡時CO的轉化率為=×100%=20%；Q==0.20<0.25，故v正>v逆。解析:(4)Ksp[Fe(OH)3]=c(Fe3+)·c3(OH-)，Fe3+完全沉淀時c3(OH-)=，得c(OH-)=2×10-11 mol·L-1，pH=3.3，Mg(OH)2開始沉淀時c2(OH-)==1.0×10-10，得c(OH-)=1×10-5 mol·L-1，pH=9，故應調節的pH的范圍為[3.3，9)。 【針對訓練7】(1)將CuCl先水解再加熱分解可得到納米Cu2O。CuCl水解的反應為CuCl(s)+H2O(l)CuOH(s)+Cl-(aq)+H+(aq)，該反應的平衡常數K與此溫度下Kw、Ksp(CuOH)、Ksp(CuCl)的關系為K=　　　　　。 (2)常溫下，測得CaSO3懸濁液的pH=9，已知Ka1(H2SO3)=1.3×10-2，Ka2(H2SO3)=6.3×10-8，忽略第二步水解，則CaSO3的第一步水解常數Kh約為　　　　　，Ksp(CaSO3)約為　　　　　。 (3)反應H2S(aq)+Cu2+(aq)CuS(s)+2H+(aq)的平衡常數為　　　　　。[已知Ksp(CuS)=1.25×10-36，H2S的Ka1=1×10-7，Ka2=1×10-13] 參考答案:(1)　 (2)1.6×10-7　4.0×10-7　 (3)8×1015 解析:(1)CuCl水解的反應為CuCl(s)+H2O(l)CuOH(s)+Cl-(aq)+H+(aq)，該反應的平衡常數K=c(H+)·c(Cl-)=×=。 (2)Kh==≈1.6×10-7； S+H2OHS+OH- Kh===1.6×10-7，所以c(S)=6.25×1 mol·L-1，所以Ksp(CaSO3)=c(C)·c(S)≈4.0×10-7。 (3)H2S(aq)+C(aq)CuS(s)+2H+(aq) K= CuS(s)C(aq)+(aq) Ksp(CuS)=c(C)·c() H2S(aq)H+(aq)+HS-(aq) Ka1= HS-(aq)H+(aq)+(aq) Ka2= K===8×1015。
2應用課
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
第15課時 四大平衡常數
【學習目標】
掌握四大平衡常數的特征。
【學習活動】
學習任務
目標：掌握四大平衡常數的特征。 一、四大平衡常數的比較 常數受溫度的影響表達式電離常數Ka或Kb隨溫度升高而增大HAH++A— Ka= BOHB++OH— Kb=水的離子積常Kw隨溫度升高而增大H2OH++OH— Kw=c(H+)·c(OH—)鹽的水解常數Kh隨溫度升高而增大A—+H2OHA+OH— Kh=溶度積常數　大多數隨溫度升高而增大，少數會減小，如:Ca(OH)2MmAn(s)m(aq)+nAm—(aq) Ksp=cm(Mn+)·cn(Am—)
二、四大平衡常數間的關系 1.Kh=或 如:HC+H2OH2CO3+OH- Kh=== C+H2OHC+OH- Kh== = 2.某些沉淀的Ksp與Kw的關系 M(OH)n(s)Mn+(aq)+nOH-(aq) Ksp=c(Mn+)·cn(OH-)=c(Mn+)·[]n=c(Mn+)·()n 3.四大平衡同化學平衡一樣都為動態平衡，平衡的移動符合平衡移動原理(勒夏特列原理)，Ka、Kb、Kh、Kw、Ksp不隨其離子濃度的變化而變化，只與溫度有關，隨溫度的升高而增大(部分Ksp除外)，在溫度一定時，平衡常數不變，與化學平衡是否移動無關。 三、四大平衡常數的應用 1.判斷平衡移動方向 (1)Q與K的關系 兩者表達式相同，若QK，平衡逆向移動。 (2)Q與Ksp的關系 當Q>Ksp時，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡；當Q=Ksp時，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態；當Q下列判斷正確的是(　 ) A.向Na2CO3溶液中滴入酚酞，溶液變紅，主要原因是C+2H2OH2CO3+2OH- B.常溫時，CH3COOH與CH3COONa混合溶液的pH=6，則c(CH3COOH)/c(CH3COO-)=18 C.NaHCO3溶液中:c(OH-)-c(H+)=c(H2CO3)-c(C) D.2×10-4mol/L的Na2CO3溶液與CaCl2溶液等體積混合出現沉淀，則CaCl2溶液的濃度一定是5.6×10-5mol/L 【針對訓練2】25 ℃時，向20 mL c mol/L NaOH溶液中滴加0.1 mol/L醋酸，混合溶液中水電離的c(OH-)與醋酸體積[V(CH3COOH)]的關系如圖。下列有關說法錯誤的是(　 　) A.c(NaOH)=0.1 mol/L B.水的電離程度:E>B=D>A C.酸溶液的體積:V=20 mL D.若D點對應的醋酸體積為V1 mL，則25 ℃時醋酸的電離常數Ka= 【針對訓練3】在NaCN溶液中存在水解平衡:CN-+H2OHCN+OH-，水解常數Kh(NaCN)=≈[c0(NaCN)是NaCN溶液的起始濃度]。25 ℃時，向1 mol·L-1的NaCN溶液中不斷加水稀釋，NaCN溶液濃度的對數值lg c0與2pOH[pOH=-lg c(OH-)]的關系如圖所示。下列說法中錯誤的是(　 　) A.25 ℃時，Kh(NaCN)為10-4.7 B.升高溫度，可使曲線上a點變到b點 C.25 ℃，向a點對應的溶液中加入固體NaCN，CN-的水解程度減小 D.c點對應溶液中的c(OH-)大于a點 【針對訓練4】將新買的瓷制餐具、茶具、酒具放入10%的醋內煮上兩三個小時，可除去新瓷器所含的微量鋁，避免鋁毒危害身體。已知25 ℃時，Ka(CH3COOH)=1.7×10-5。該溫度下用0.1 mol·L-1的醋酸滴定10.00 mL 0.1 mol·L-1的堿MOH，滴定過程中加入醋酸的體積(V)與溶液中lg的關系如圖所示。下列說法中錯誤的是(　 　) A.MOH的電離方程式為MOHM++OH- B.a點V(CH3COOH)=10.00 mL C.25 ℃時，CH3COO-的水解平衡常數為×10-9 D.b點:c(CH3COO-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-) 【針對訓練5】 (1)已知常溫下H2SO3的電離常數Ka1=1.0×10-2，Ka2=6.0×10-8，則S的水解常數Kh1=　　　　，Kh2=　　　　。常溫下，pH=9的Na2SO3溶液中=　　　　。 (2)若25 ℃時某一元酸HA的電離平衡常數Ka=1×10-8，將0.1 mol·L-1的HA溶液和0.1 mol·L-1的NaA溶液等體積混合后，則混合溶液呈　　　　性。 【針對訓練6】已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分別表示化學平衡常數、弱酸的電離常數、水的離子積常數、鹽的水解常數、難溶電解質的溶度積常數。 (1)下列有關上述常數的說法正確的是　　　　(填字母)。 a.它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度 b.它們的大小都隨溫度的升高而增大 c.常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka d.一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw=Ka·Kh (2)25 ℃時，H2SO3HS+H+的電離常數Ka=1×10-2，則該溫度下pH=3、c(HS)=0.1 mol·L-1的NaHSO3溶液中c(H2SO3)=　　　　。 (3)高爐煉鐵中發生的反應有: FeO(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g)　ΔH<0 該反應的平衡常數表達式為K=　　　??； 已知1 100 ℃時，K=0.25，則平衡時CO的轉化率為　　　　　　；在該溫度下，若測得高爐中c(CO2)=0.020 mol·L-1，c(CO)=0.1 mol·L-1，則此時反應速率是v正　　　(填“>”“<”或“=”)v逆。 (4)已知常溫下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分別為8.0×10-38、1.0×10-11，向濃度均為 0.1 mol·L-1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入堿液，要使Fe3+完全沉淀而Mg2+不沉淀，應該調節溶液pH的范圍是　　　　。(已知lg 2=0.3，離子濃度低于10-5mol·L-1時認為沉淀完全) 【針對訓練7】(1)將CuCl先水解再加熱分解可得到納米Cu2O。CuCl水解的反應為CuCl(s)+H2O(l)CuOH(s)+Cl-(aq)+H+(aq)，該反應的平衡常數K與此溫度下Kw、Ksp(CuOH)、Ksp(CuCl)的關系為K=　　　　　。 (2)常溫下，測得CaSO3懸濁液的pH=9，已知Ka1(H2SO3)=1.3×10-2，Ka2(H2SO3)=6.3×10-8，忽略第二步水解，則CaSO3的第一步水解常數Kh約為　　　　　，Ksp(CaSO3)約為　　　　　。 (3)反應H2S(aq)+Cu2+(aq)CuS(s)+2H+(aq)的平衡常數為　　　　　。[已知Ksp(CuS)=1.25×10-36，H2S的Ka1=1×10-7，Ka2=1×10-13]
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