化学基本理论水溶中“三大常数”的对比探讨.pptVIP

水溶液中“三大常数”的对比探讨 讲师：刘革平 ●考纲解读 　　1.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡、水的电离及离子积常数。 　　2.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡、溶度积的含义及其表达式，能进行相关计算，应用此理论解释实验室或生活中的现象。 　　①在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。如 　　CH3COOH 　CH3COO-+H+，K=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH). 　　②电离平衡常数是描述弱电解质的电离平衡的主要参数，也是弱酸、弱碱是否达到平衡状态的标尺。它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大 　　 考点一：电离平衡常数 　　④盐的水解常数Kh与Kw、Ka之间的关系 　　①公式：对于沉淀溶解平衡：MmNn(s)== mMn+(aq)+nNm-(aq)。固体纯物质不列入平衡常数。上述反应的平衡常数为：Ksp=[c(Mn+)]m[c(Nm-)]n，符号为Ksp 　　②影响因素：在一定的温度下，它是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积，它只受温度影响，不受溶液中物质浓度的影响。 　 考点二：沉淀溶解平衡常数 比较项目 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡 存在条件 一定条件下弱电解质的水溶液中 一定条件下的弱酸盐或弱碱盐溶液中 一定条件下（微溶、难溶）盐的饱和溶液中 影响因素 ①温度；②浓度；③外加电解质和其他化学反应 ①温度； ②浓度； ③酸、碱、盐 平衡限度 平衡常数K、Ka、KW、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） 三大常数的比较 【解析】本题属于基本概念与理论的考查，落点在水解与电离平衡、物料守恒和电荷守恒、离子浓度大小比较。图线变化隐含pH的实质。 　A．pM 、pc(CO32－)与pH一样，图线中数值越大，实际浓度越小。因此，　 　　 MgCO3、CaCO3、MnCO3 的Ksp依次减小。 　 【点评】 　 　　2.（2013·上海化学·19改编）部分弱酸的电离平衡常数如下表： 弱 酸 HCOOH HCN H2CO3 电离平衡常数 （25℃） Ki=1.77×10-4 Ki=4.9×10-10 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11 【解析】 　　根据电离常数可酸性HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-,因此，A错误，B正确；等体积、等浓度的这些盐的碱性，来至于酸根的水解，酸越强，其酸根水解越弱，其盐溶液碱性也越弱，根据Ka的大小不难确定C正确；根据电荷守恒， 3.（近年高考试题改编） 　　（1）（13 ·山东理综·29·4）化学反应原理在科研和生产中有广泛应用。25℃时，H2SO3 　HSO3-+H+的电离常数Ka=1×10-2mol/L，则该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh= mol/L，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中 　　　将 （填“增大”“减小”或“不变”）。 【解析】 　　（1）Ka＝ 　 ，HSO3-＋H2O 　 H2SO3＋OH-， Kb＝ 　　　 ==1.0×102×1.0×10-14＝1.0×10-12，当加入少量I2时，溶液酸性增强，c(H+)增大，但是温度不变，Kb不变，则增大。 　　 　　25 ℃时，2.0×10－3mol·L－1氢氟酸水溶液中，调节溶液pH（忽略体积变化），得到c(HF)、c(F－)与溶液pH的变化关系，如图所示： （2）25 ℃时，HF在pH=2和4两处的电离度相同吗？为什么？请列式计算pH=4时的值。 （3）4.0×10－3mol·L－1HF溶液与4.0×10－4mol·L－1CaCl2溶液等体积混合，调节混合液pH为4.0（忽略调节时混合液体积的变化），通过列式计算 （2）不同；因为根据HF电离平衡，增大氢离子浓度，抑制HF的电离，所以在pH=2时HF的电离度小于pH=4时电离度。 pH=4时HF的电离度=C(HF)已电离/ C(HF)原始=（2.0×10－3 mol·L －1－4.0×10－4 mol·L －1 ）/ 2.0×10－3 mol·L －1==0.8 （3）查图，pH＝4.0，c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1，而溶液中的c(Ca2＋)＝2.0×10－4 mol·L－1，c2(F－)×c(Ca2＋)＝5.12×10－10Ksp(CaF2)＝1.5×10－10，此时有少量沉淀产生。 1. 沉淀溶解平衡图像解题策略 （1）溶解平衡图像类似于溶解度曲线，曲线上