高考化学一轮总复习 章末专题讲座八 探究四大平衡课件
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章末专题讲座八 探究四大平衡
一、四种平衡状态比较
比较 项目 平衡 特征
举例
化学平衡
电离平衡
水解平衡
沉淀溶解 平衡
逆、等、动、定、变
v 正＝v 逆
N2(g)＋3H2(g) 一定条 件下 2NH3(g)
v ＝ 电离 v 结合 v 水解＝v 中和 v 沉淀＝v 溶解
CH3COO CO23－＋
H CH3 H2O H
4.2×10 －10
从以上表格中判断以下说法中不正确的是( ) A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离 B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸 C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为 H2SO4===2H＋＋ SO24－ D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以 区分这四种酸的强弱
【解析】 由电离常数的数据可知四种酸在冰醋酸中均 未完全电离，酸性最强的是 HClO4，最弱的是 HNO3，由此 可知 C 项中的电离方程式应用“ ”表示。
(1)由方程式知反应消耗的 N 与 M 物质的量相等，则 N 的转化率为：1 m2o.4l/mL×ol/6L0%×100%＝25%。
(2)由于该反应正反应吸热，温度升高，平衡右移，则 M 的转化率增大。
(3)若反应温度不变，则平衡常数不变。 K＝1－0.06.6××20..46－0.6＝12，则4－22××2a－2＝12，解得 a＝6。 (4) 根 据 (3) 的 结 果 ， 设 M 的 转 化 率 为 x ， 则 K ＝ b1－bxx××bbx1－x＝12， 解得 x＝41%。
(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝ 4 mol/L，c(N)＝a mol/L；达到平衡后，c(P)＝2 mol/L，a＝ ________。
(4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为：c(M)＝c(N) ＝b mol/L，达到平衡后，M 的转化率为________。
【解析】 解答本题需从平衡建立的过程“三段式”和 化学平衡常数仅随温度的变化而变化入手求解。
(2)电离常数 Ka 或 Kb ①对于一元弱酸 HA：HA
H＋＋A－，电离常数 Ka＝
cH＋·cA－ cHA
②对于一元弱碱 BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数
Kb＝cBc＋B·cOOHH －
(3)水的离子积常数——水的稀溶液
Kw＝c(H＋)·c(OH－)25 ℃,1×10－14
(4)难溶电解质溶度积常数 Ksp
(3)平衡常数只受温度影响：温度改变，平衡常数改变， 平衡将发生移动；其他外界条件可能影响平衡状态，使平衡 发生移动，但是不影响平衡常数。
(4)平衡都有向着平衡常数较小的方向移动的趋势。如形 成沉淀，当溶液中有多种离子均能与所加试剂形成沉淀时， 则溶度积越小的先形成沉淀，这也成为除杂的重要依据。
专题一 考查化学平衡常数 【例 1】 已知可逆反应：M(g)＋N(g) P(g)＋Q(g) ΔH＞0，请回答下列问题： (1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为： c(M)＝1 mol/L，c(N)＝2.4 mol/L；达到平衡后，M 的转化率为 60%， 此时 N 的转化率为________。 (2)若反应温度升高，M 的转化率________(填“增大”、 “减小”或“不变”)。
③压强 盐和化学反 解质和化 碱、盐
应
学反应
平衡限度
平衡常数K、Ka(Kb)、Kh、Ksp以及转化率或电 离度或水解率α
平衡移动 的判据
勒夏特列原理(向减弱条件改变的方向移动)
二、平衡常数的比较 1．表达式 (1)化学平衡常数 K 对于一般的可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)， 在一定温度下达到平衡时：K＝ccmpCA··ccqnDB
【答案】 (1)25% (2)增大 (3)6 (4)41%
专题二 考查电离常数 【例 2】 高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸 性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸 中的电离常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl
HNO3
Ka
1.6×10 －5
6.3×10 －9
1.6×10 －9
【答案】 C
专题三 考查水的离子积常数
【例 3】 (2015·哈师大附中模拟)某温度下，水的离子
积常数 KW＝10－12。该温度下，将 pH＝4 的 H2SO4 溶液与 pH ＝9 的 NaOH 溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的 pH＝7，
则稀硫酸与 NaOH 溶液的体积比为( )
A．1∶10
B．9∶1
C．10∶1
D．99∶21
【解析】 该温度下，pH＝7 时溶液呈碱性，NaOH 过 量，pOH＝5，1×10－3×VVNNaaOOHH＋－V1×H120S－O4×4 VH2SO4＝10 －5，V(H2SO4)∶V(NaOH)＝9∶1。
【答案】 B
【专题四】 考查溶度积常数 【例 4】 (2015·淄博质检)已知 25 ℃时，AgI 饱和溶液 中 c(Ag＋)为 1.23×10－8 mol/L，AgCl 的饱和溶液中 c(Ag＋)为 1.25×10－5 mol/L。若在 5 mL 含有 KCl 和 KI 各为 0.01 mol/L 的溶液中，加入 8 mL 0.01 mol/L AgNO3 溶液，下列叙述正确 的是( ) A．混合溶液中 c(K＋)＞c(NO－ 3 )＞c(Ag＋)＞c(Cl－)＞c(I－) B．混合溶液中 c(K＋)＞c(NO－ 3 )＞c(Cl－)＞c(Ag＋)＞c(I－) C．加入 AgNO3 溶液时首先生成 AgCl 沉淀 D．混合溶液中ccCI－l－约为 1.02×10－3
MmAn 的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
(5)盐的水解常数 Kh
对于 NH＋ 4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋
水解常数为
wenku.baidu.com
Kh＝c
NH3·H2O·c cNH＋ 4
H＋
2．平衡常数的理解 (1)平衡常数的表达式书写形式，注意固体和纯液体不能 写入。 (2)平衡常数可以用来判断强弱关系(一般来说)：化学平 衡常数越小，越难转化；电离平衡常数越小，说明电离能力 越弱(电解质越弱)；水解平衡常数越小，水解能力越弱；同 类型难溶电解质的 Ksp 越小，代表溶解度越小。
COO－＋H CO－3 ＋
＋
OH－
AgCl(s) Ag＋(aq)
＋Cl－(aq)
一定条
存在条件
件下的 可逆反
应
一定条件下 弱电解质的 水溶液
一定条件 下含“弱 离子”的 盐溶液中
一定条件下 含微溶、难 溶电解质的 饱和溶液中
①温度；② ①温度；
①温度； 浓度；③同 ②浓度； ①温度；②
影响因素 ②浓度； 离子酸、碱、③外加电 浓度；③酸、
一、四种平衡状态比较
比较 项目 平衡 特征
举例
化学平衡
电离平衡
水解平衡
沉淀溶解 平衡
逆、等、动、定、变
v 正＝v 逆
N2(g)＋3H2(g) 一定条 件下 2NH3(g)
v ＝ 电离 v 结合 v 水解＝v 中和 v 沉淀＝v 溶解
CH3COO CO23－＋
H CH3 H2O H
4.2×10 －10
从以上表格中判断以下说法中不正确的是( ) A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离 B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸 C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为 H2SO4===2H＋＋ SO24－ D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以 区分这四种酸的强弱
【解析】 由电离常数的数据可知四种酸在冰醋酸中均 未完全电离，酸性最强的是 HClO4，最弱的是 HNO3，由此 可知 C 项中的电离方程式应用“ ”表示。
(1)由方程式知反应消耗的 N 与 M 物质的量相等，则 N 的转化率为：1 m2o.4l/mL×ol/6L0%×100%＝25%。
(2)由于该反应正反应吸热，温度升高，平衡右移，则 M 的转化率增大。
(3)若反应温度不变，则平衡常数不变。 K＝1－0.06.6××20..46－0.6＝12，则4－22××2a－2＝12，解得 a＝6。 (4) 根 据 (3) 的 结 果 ， 设 M 的 转 化 率 为 x ， 则 K ＝ b1－bxx××bbx1－x＝12， 解得 x＝41%。
(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝ 4 mol/L，c(N)＝a mol/L；达到平衡后，c(P)＝2 mol/L，a＝ ________。
(4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为：c(M)＝c(N) ＝b mol/L，达到平衡后，M 的转化率为________。
【解析】 解答本题需从平衡建立的过程“三段式”和 化学平衡常数仅随温度的变化而变化入手求解。
(2)电离常数 Ka 或 Kb ①对于一元弱酸 HA：HA
H＋＋A－，电离常数 Ka＝
cH＋·cA－ cHA
②对于一元弱碱 BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数
Kb＝cBc＋B·cOOHH －
(3)水的离子积常数——水的稀溶液
Kw＝c(H＋)·c(OH－)25 ℃,1×10－14
(4)难溶电解质溶度积常数 Ksp
(3)平衡常数只受温度影响：温度改变，平衡常数改变， 平衡将发生移动；其他外界条件可能影响平衡状态，使平衡 发生移动，但是不影响平衡常数。
(4)平衡都有向着平衡常数较小的方向移动的趋势。如形 成沉淀，当溶液中有多种离子均能与所加试剂形成沉淀时， 则溶度积越小的先形成沉淀，这也成为除杂的重要依据。
专题一 考查化学平衡常数 【例 1】 已知可逆反应：M(g)＋N(g) P(g)＋Q(g) ΔH＞0，请回答下列问题： (1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为： c(M)＝1 mol/L，c(N)＝2.4 mol/L；达到平衡后，M 的转化率为 60%， 此时 N 的转化率为________。 (2)若反应温度升高，M 的转化率________(填“增大”、 “减小”或“不变”)。
③压强 盐和化学反 解质和化 碱、盐
应
学反应
平衡限度
平衡常数K、Ka(Kb)、Kh、Ksp以及转化率或电 离度或水解率α
平衡移动 的判据
勒夏特列原理(向减弱条件改变的方向移动)
二、平衡常数的比较 1．表达式 (1)化学平衡常数 K 对于一般的可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)， 在一定温度下达到平衡时：K＝ccmpCA··ccqnDB
【答案】 (1)25% (2)增大 (3)6 (4)41%
专题二 考查电离常数 【例 2】 高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸 性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸 中的电离常数：
酸 HClO4 H2SO4 HCl
HNO3
Ka
1.6×10 －5
6.3×10 －9
1.6×10 －9
【答案】 C
专题三 考查水的离子积常数
【例 3】 (2015·哈师大附中模拟)某温度下，水的离子
积常数 KW＝10－12。该温度下，将 pH＝4 的 H2SO4 溶液与 pH ＝9 的 NaOH 溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的 pH＝7，
则稀硫酸与 NaOH 溶液的体积比为( )
A．1∶10
B．9∶1
C．10∶1
D．99∶21
【解析】 该温度下，pH＝7 时溶液呈碱性，NaOH 过 量，pOH＝5，1×10－3×VVNNaaOOHH＋－V1×H120S－O4×4 VH2SO4＝10 －5，V(H2SO4)∶V(NaOH)＝9∶1。
【答案】 B
【专题四】 考查溶度积常数 【例 4】 (2015·淄博质检)已知 25 ℃时，AgI 饱和溶液 中 c(Ag＋)为 1.23×10－8 mol/L，AgCl 的饱和溶液中 c(Ag＋)为 1.25×10－5 mol/L。若在 5 mL 含有 KCl 和 KI 各为 0.01 mol/L 的溶液中，加入 8 mL 0.01 mol/L AgNO3 溶液，下列叙述正确 的是( ) A．混合溶液中 c(K＋)＞c(NO－ 3 )＞c(Ag＋)＞c(Cl－)＞c(I－) B．混合溶液中 c(K＋)＞c(NO－ 3 )＞c(Cl－)＞c(Ag＋)＞c(I－) C．加入 AgNO3 溶液时首先生成 AgCl 沉淀 D．混合溶液中ccCI－l－约为 1.02×10－3
MmAn 的饱和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)
(5)盐的水解常数 Kh
对于 NH＋ 4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋
水解常数为
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Kh＝c
NH3·H2O·c cNH＋ 4
H＋
2．平衡常数的理解 (1)平衡常数的表达式书写形式，注意固体和纯液体不能 写入。 (2)平衡常数可以用来判断强弱关系(一般来说)：化学平 衡常数越小，越难转化；电离平衡常数越小，说明电离能力 越弱(电解质越弱)；水解平衡常数越小，水解能力越弱；同 类型难溶电解质的 Ksp 越小，代表溶解度越小。
COO－＋H CO－3 ＋
＋
OH－
AgCl(s) Ag＋(aq)
＋Cl－(aq)
一定条
存在条件
件下的 可逆反
应
一定条件下 弱电解质的 水溶液
一定条件 下含“弱 离子”的 盐溶液中
一定条件下 含微溶、难 溶电解质的 饱和溶液中
①温度；② ①温度；
①温度； 浓度；③同 ②浓度； ①温度；②
影响因素 ②浓度； 离子酸、碱、③外加电 浓度；③酸、