一轮复习-五大平衡常数

二、电离平衡常数(Ka、Kb)
1．电离平衡常数的含义 如对于HA⇋H＋＋A－,Ka ＝
c(H ) • c(A ) c(H A)
BOH⇋B＋＋OH－,Kb＝
c(B ) • c(OH ) c(BOH)
2．K值大小的意义
相同温度下,K值越小表明电离程度越小,对应酸的酸性或碱的碱性越弱.
3．影响K值大小的外因 同. 一电解质,K值只与温度有关,一般情况下,温度越高,K值越大;此外对于多元弱酸来说,
K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
H2CO3
K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11
HClO
3.0×10－8
按要求书写离子方程式： (1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
(2)2将HC少O量OCHO＋2C气O体32通-==入=N2HaCClOOO溶－液＋中H2O＋CO2↑。
(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中 ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO3-
CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO3-
设问4、下列离子方程式书写正确的是
A. 向NaClO溶液通入少量CO2的离子反应方程式： ClO－+ CO2+ H2O=HClO+HCO3－ B. 向NaClO溶液通入少量CO2的离子反应方程式： 2ClO－+ CO2+ H2O=2HClO+CO32－ C. 向Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2的离子反应方程式：
A．H2CO3、HCO3-、CH3COO－、CN－ B． HCO3- 、CH3COOH、CN－、CO32C．HCN、 HCO3- 、CN－、 CO3 2D．HCN、 HCO3- 、CH3COO－、CN－
3．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
电离平衡常数(25 ℃)
K＝1.77×10－4
(2)在一定条件下可用甲醇与CO反应生成醋酸消除CO污染。常温下,将a mol·L－1的 醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2 溶液等体积10混－7合（,充a-b分）反/b应后,溶液中存在2c(Ba2＋)＝ c(CH3COO－),则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝________(用含a和b的代数式表示) 。
Fe3＋(aq)＋3H2O(l)⇋Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) Kh＝c3(H＋)/c(Fe3＋). 将(Kw)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与Ksp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除,消去c3(OH－)可得Kh＝ (Kw)3/Ksp.
三、水解平衡常数(Kh) 1．水解平衡常数的含义
其Ka1≫Ka2≫Ka3.
归纳总结
电离常数的3大应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性 (或碱性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
题组二 判断微粒浓度比值的大小 4.(2018·济南二模)25 ℃时，下列有关电解质溶液的说法正确的是 A.加水稀释0.1 mol·L－1氨水，溶液中c(H＋)·c(OH－)和c(H＋)/c(OH－)保持不变
2ClO－+ 2CO2+2H2O=2HClO+2HCO3－ D. 向Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2的离子反应方程式：
Ca2++2ClO－+ CO2+ H2O=2HClO+CaCO3↓ 请从化学平衡常数的角度解释原因。
已知：
H2CO3 HClO
2.95×10-8 Ksp=2.8×10-9
设问2、请用化学平衡常数，定量判断 NaHCO3 、 NaH2PO4 、 Na2HPO4 、 CH3COONH4、NH4HCO3溶液的酸碱性。
NaHCO3溶液
设问2、请用化学平衡常数，定量判断 NaHCO3 、 NaH2PO4 、 Na2HPO4 、 CH3COONH4、NH4HCO3溶液的酸碱性。
五大平衡常数
2020/11/16
1
一、水的离子积常数
1．水的离子积常数的含义 H2O⇋H＋＋OH－ 表达式:25 ℃时,Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－14.
2．对Kw的理解 (1)Kw适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)水溶液. (2)恒温时,Kw不变;升温时,电离程度增大(因为电离一般吸热),Kw增大.
设问2、请用化学平衡常数，定量判断 NaHCO3 、 NaHS 、 NaHC2O4 、 CH3COONH4、NH4HCO3溶液的酸碱性。
CH3COONH4 溶液
Kh(NH4+)=5.71× 10-10
Kh(CH3COO －)=5.68×10-10
中性
NH4HCO3溶液
Kh(NH4+)=5.71× 10-10
11.取0.1 mol·L－1的NaA和NaB两种盐溶液各1 L，分别通入0.02 mol CO2，发生 反 应 ： NaA ＋ CO2 ＋ H2O===HA ＋ NaHCO3 、 2NaB ＋ CO2 ＋ H2O===2HB ＋ Na2CO3，则1 L HA溶液和HB溶液分别加水稀释至溶液体积为V L时可能对应 的曲线是
Kh(HCO3－)=1.78×10-4 碱性
【例】 pH=3的稀盐酸与pH=3的CH3COOH
溶液等体积混合后，溶液pH__=___3。
CH3COOH ⇌ CH3COO－+H+
不 变
【例】 （2015•浙江，节 选）40℃时，在氨﹣水 体系中不断通入CO2，各 种离子的变化趋势如图 所示．下列说法不正确 的是（ ）
2．Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系 (1)一元弱酸强碱盐:Kh＝Kw/Ka; (2)一元弱碱强酸盐:Kh＝Kw/Kb; （3）方程式相加减，平衡常数相乘除。方程式乘于对应的系数，平衡常数变为原来的 幂次方 (4)多元弱碱强酸盐,如氯化铁:
A.X对应的是HA、Z对应的是HB
√B.Y对应的是HA、Z对应的是HB
C.Z对应的是HA、X对应的是HB
D.Z对应的是HA、Y对应的是HB
3．(1)常温下,将a mol·L－1 CH3COONa溶于水配成溶液,向其中滴加等体积的b mol·L－1 的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发),用含a和b的代数式表示醋酸的电离 常数Ka＝________。
c(H ) • c(CH3COO )
c(CH3COOH)
由于水电离出的H＋浓度很小,可忽略不计,故c(H＋)＝c(CH3COO－),而CH3COOH的电
离程度很小,CH3COOH的平衡浓度与0.1 mol·L－1很接近,故可进行近似计算.
c2(H＋)＝0.1×Ka,c(H＋)＝
mol·L－1≈1.32×10－3 mol·L－1.
Ka2=5.61×10-11
A. 向NaClO溶液通入少量CO2的离子反应 方程式： ClO－+ CO2+ H2O=HClO+HCO3－
B. 向NaClO溶液通入少量CO2的离子反应方程式： 2ClO－+ CO2+ H2O=2HClO+CO32－
D. 向Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2的离子反应方程式： Ca2++2ClO－+ CO2+ H2O=2HClO+CaCO3↓
2．水的电离平衡曲线如图所示,下列说法正确的是( )
B
A．图中五点的Kw的关系:b>c>a>d>e B．若从a点到d点,可采用:温度不变在水中加入少量的酸 C．若从a点到c点,可采用:温度不变在水中加入适量的CH3COONa固体 D．处在b点时,将0.5 mol·L－1的H2SO4溶液与1 mol·L－1的KOH溶液等体积混 合后,溶液显酸性
c(CH3COOH) n
c(H ) n
c(CH 3COO ) n
Qc＝
c(H ) • c(CH3COO )
n
n
＝
c(CH3COO H)
n
所以电离平衡向电离方向移动
c(H ) • c(CH3COO ) n • c(CH3COOH)
<Ka(n>1)
(2)计算弱酸(或弱碱)溶液中H＋(或OH－)浓度 已知25 ℃时CH3COOH的电离常数Ka＝1.75×10－5,则25 ℃时0.1 mol·L－1的 CH3COOH溶液⇋H＋＋CH3COO－,Ka＝
A－＋H2O⇋HA＋OH－,达到平衡时有Kh＝
＝
c(OH ) • c(HA)
KW
c(A- )
Ka
.同理,强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电KW 离平衡常数Kb的关系为Kh＝
Kb
2．影响Kh的因素 Kh值的大小是由发生水解的离子的性质与温度共同决定的;温度一定时,离子水解能力越 强,Kh值越大;温度升高时,Kh值增大;对于多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子来说,其 Kh1≫Kh2≫Kh3.
√B.向CH3COONa溶液中加入少量CH3COONa，溶液中c(CH3COO－)/c(CH3COOH)
的值增大 C.等体积、等物质的量浓度的 Na2CO3 和 NaHCO3 溶液混合：ccHH2CCOO－33＜ccHCCOO23－－3
D.将浓度为 0.1 mol·L－1 HF 溶液加水不断稀释过程中，电离平衡常数 Ka(HF)
1．电离平衡常数的拓展应用 (1)根据电离常数判断电离平衡移动方向 弱酸(或弱碱)溶液稀释时,平衡会向电离的方向移动,但为什么会向电离的方向移动却很 难解释,应用电离常数就能很好地解决这个问题.如对CH3COOH溶液进行稀释:
CH3COOH ⇋ H＋ ＋ CH3COO－ 原平衡: c(CH3COOH) c(H＋) c(CH3COO－) 假设稀释 至n倍后:
将________(填“增大”、c(H“减2SO小3) ”或“不变增”)。大