高中化學(xué)知識(shí)碎片03《五大平衡常數(shù)》

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上五大平衡常數(shù) 專題平衡常數(shù)影響因素：所有平衡常數(shù)K、Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp，都只與溫度和本身性一、化學(xué)平衡常數(shù)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后的體系中，mA(g)nB(g)pC(g)qD(g) 表達(dá)式 KT升高，K增大，則正反應(yīng)吸熱；T升高，K減小，正反應(yīng)放熱。Qc<K，反應(yīng)向正方向進(jìn)行；Qc=K，反應(yīng)剛好達(dá)到平衡；Qc>K，反應(yīng)向逆方向進(jìn)行。同一個(gè)反應(yīng)，正逆平衡常數(shù)乘積為1， K(正)·K(逆)=1化學(xué)計(jì)量數(shù)均擴(kuò)大n倍或縮小為1n，則K'=Kn或K'=K1n幾個(gè)不同的可逆反應(yīng)，式=式+式，則K=K·K?；蚴?式-式，則K=K

2、IKII?？键c(diǎn):(1)化學(xué)平衡常數(shù)表達(dá)式;(2)化學(xué)平衡常數(shù)的計(jì)算;(3)由化學(xué)平衡常數(shù)計(jì)算初始濃度或平衡濃度;(4)計(jì)算反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率或生成物的產(chǎn)率;(5)用化學(xué)平衡常數(shù)K判斷平衡移動(dòng)的方向、反應(yīng)的熱效應(yīng)等。二、電離平衡常數(shù)弱酸的電離平衡中，HAHA 表達(dá)式 Ka弱堿的電離平衡中，BOHBOH 表達(dá)式 KbT升高，K增大；電離是吸熱的；K越大，酸的酸性或堿的堿性相對(duì)越強(qiáng)；反之，K越小，酸的酸性或堿的堿性相對(duì)越弱。多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3。主要考查點(diǎn):(1)直接計(jì)算電離平衡常數(shù)、水解平衡常數(shù);(2)由電離平衡常數(shù)、水解平衡常數(shù)推斷弱酸、弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱或濃度

3、;(3)由Ka、Kb或Kh計(jì)算pH;(4)Ka、Kb、Kh、KW之間的定量關(guān)系。三、水的離子積常數(shù)（1）純水以及電解質(zhì)水溶液中；H2OH+OH 或H2O+H2OH3O+OH 表達(dá)式KWc(OH)·c(H)（2）拓展應(yīng)用在液氨、H2O2、乙醇等的自偶電離平衡中。液氨：NH3+NH3NH4+NH2- K的表達(dá)式類似。T升高，Kw增大；H2O的電離是吸熱的；c指的是溶液中的總c(H)和c(OH)；由H2O電離出的c(H)c(OH)。?？键c(diǎn):(1)計(jì)算溫度高于室溫時(shí)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(jìn)行c(H+)與c(OH-)的相互

4、換算;(4)溶液pH、水電離的c(H+)或c(OH-)的計(jì)算。四、水解平衡常數(shù)弱酸鹽的水解平衡中，A+H2OHA+OH 表達(dá)式Kh弱堿鹽的水解平衡中，NH+H2ONH3H2O+H 表達(dá)式Kh酸性越弱，或堿性越弱，對(duì)應(yīng)離子的水解常數(shù)就越大。五、溶度積常數(shù)難溶物的沉淀溶解平衡中，MmAn（S）mMn+nAm- 表達(dá)式Kspcm(Mn+)·cn(Am)T升高，Ksp增大，Ca(OH)2除外；Qc<Ksp，未飽和，無(wú)沉淀；Qc=Ksp，剛好飽和；Qc>Ksp，過(guò)飽和，有沉淀；組成形式相同的物質(zhì)，Ksp越小，溶解度越??；Ksp較大的沉淀，易轉(zhuǎn)化為Ksp小的，但反過(guò)來(lái)，也可以轉(zhuǎn)化。常

5、考點(diǎn):(1)溶解度與Ksp的相互轉(zhuǎn)化與比較;(2)沉淀先后的順序判斷;(3)沉淀轉(zhuǎn)化的計(jì)算;(4)金屬陽(yáng)離子沉淀完全的pH及沉淀分離的相關(guān)計(jì)算;(5)與Ka、Kb、Kh相結(jié)合的計(jì)算;(6)溶度積曲線的分析及計(jì)算。典型例題分析一、化學(xué)平衡常數(shù)例1高爐煉鐵過(guò)程中發(fā)生的主要反應(yīng)為Fe2O3(s)CO(g)Fe(s)CO2(g)。已知該反應(yīng)在不同溫度下的平衡常數(shù)如下：溫度/100011501300平衡常數(shù)4.03.73.5請(qǐng)回答下列問(wèn)題：(1)該反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式K_，H_0(填“>”“<”或“”)；(2)在一個(gè)容積為10L的密閉容器中，1000時(shí)加入Fe、Fe2O3、CO、CO2各1.

6、0 mol，反應(yīng)經(jīng)過(guò)10 min后達(dá)到平衡。求該時(shí)間范圍內(nèi)反應(yīng)的平均反應(yīng)速率v(CO2)_，CO的平衡轉(zhuǎn)化率_；(3)欲提高(2)中CO的平衡轉(zhuǎn)化率，可采取的措施是_。A減少Fe的量 B增加Fe2O3的量C移出部分CO2 D提高反應(yīng)溫度E減小容器的容積 F加入合適的催化劑答案(1)<(2)0.006 mol·L1·min160%(3)C二、電離平衡常數(shù)例2在25下，將a mol·L1的氨水與0.01 mol·L1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH)c(Cl)，則溶液顯_性(填“酸”“堿”或“中”)；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O

7、的電離常數(shù)Kb_。答案中 mol·L1三、水的離子積常數(shù)例3(2013·大綱全國(guó)卷)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)KWBM區(qū)域內(nèi)任意點(diǎn)均有c(H)c(OH)C圖中T1T2DXZ線上任意點(diǎn)均有pH7答案D四、水解平衡常數(shù)例4 乙二胺（H2NCH2CH2NH2）是一種二元弱堿，其電離類似氨氣；25時(shí)，Kb1=10-4.07；Kb2=10-7.15。問(wèn)0.1mol.L-1H2NCH2CH2NH3Cl溶液中，離子濃度大小關(guān)系是_。分析：該物質(zhì)既電離又水解，Kh1= KwKb1=10-1410-4.07

8、=10-10， Kb2>Kh1，電離大于水解，所有顯堿性。答案c(Cl)>c(H2NCH2CH2NH3+)>c(OH)>c(H)類似：相同濃度的弱酸HX與NaX混合溶液，顯酸性還是堿性呢？要比較Ka與Kh的大小。如NaHCO3溶液，NaHSO3溶液，NaHTeO3溶液的pH_7，都要比較Ka與Kh的大小。五、溶解沉淀平衡的溶度積常數(shù)例5金屬氫氧化物在酸中溶解度不同，因此可以利用這一性質(zhì)，控制溶液的pH，達(dá)到分離金屬離子的目的。難溶金屬的氫氧化物在不同pH下的溶解度(S/mol·L1)如下圖所示。(1)pH3時(shí)溶液中銅元素的主要存在形式是_。(2)若要除去CuCl2溶液中的少量Fe3，應(yīng)該控制溶液的pH_。A<1B4左右C>6(3)在Ni(NO3)2溶液中含有少量的Co2雜質(zhì)，_(填“能”或“不能”)通過(guò)調(diào)節(jié)溶液pH的方法來(lái)除去，理由是_。(4)已知一些難溶物的溶度積常數(shù)如下表：物質(zhì)FeSMnSCuSKsp6.3×10-182.5×10-131.3×10-35物質(zhì)PbSHgSZnSKsp3.4×1