高二化学难溶电解质的溶解平衡(2).pptVIP

达标突破训练 解题方法指导（8）—— 四大平衡的比较 平衡类型 存在 条件 平衡常数 平衡移动的判断 表示形式 影响因素 化学平衡 一定条件下的可逆反应 K 温度 均符合平衡移动原理(勒夏特列原理)，即平衡始终是向减弱条件改变的方向移动 电离平衡 一定条件下的弱电解质溶液 Ka或Kb 温度 水解平衡 含有弱酸根或弱碱阳离子的盐 KW 温度 沉淀溶解平衡 一定条件下难溶或微溶盐的饱和溶液 Ksp 温度 (2010年高考浙江卷)已知： (1)25 ℃时，弱电解质的电离平衡常数：Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13；难溶电解质的溶度积常数：Ksp(CaF2)＝1.5×10－10。 (2)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，如下图所示： 例 请根据以上信息回答下列问题： (1)25 ℃时，将20 mL 0.10 mol ·L－1CH3COOH溶液和20 mL 0.10 mol·L－1HSCN溶液分别与20 mL 0.10 mol ·L－1NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)变化的示意图为： 反应初始阶段，两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是_______________________ _____，反应结束后所得两溶液中，c(CH3COO－) ________ c(SCN－)(填“”、“”或“＝”)。 (2)25 ℃时，HF电离平衡常数的数值Ka≈ ________，列式并说明得出该平衡常数的理由________________________________________ _______________________________________。 (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)，通过列式计算说明是否有沉淀产生。 【解析】　本题主要考查电离平衡和沉淀溶解平衡等知识点，意在考查考生的逻辑思维能力和信息提取的能力。由题给数据可知，相同条件下，HSCN的酸性强于CH3COOH，则等体积、等浓度时，HSCN溶液中c(H＋)比CH3COOH溶液中的大，则反应速率要快，最终均与NaHCO3完全反应，得到CH3COONa溶液和NaSCN 溶液，酸性越弱，则水解程度越大，所以反应后的溶液中，c(CH3COO－)c(SCN－)。 【答案】　(1)HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H＋)较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率较快　 (2)10－3.45(或3.5×10－4) 查图中的交点处即为c(F－)＝c(HF)，故所对应的pH即为Ka的负对数 (3)查图，当pH＝4.0时，溶液中的c(F－)＝1.6×10－3mol·L－1，溶液中c(Ca2＋)＝2.0×10－4mol·L－1，c(Ca2＋)×c2(F－)＝5.1×10－10 Ksp(CaF2)，有沉淀产生。 跟踪训练 (随学随练，轻松夺冠) 已知H2A在水中存在以下平衡：H2A H＋＋HA－，HA－ H＋＋A2－。回答以下问题： ?(1)NaHA溶液________(填“显酸性”、“显碱性”、“显中性”或“酸碱性无法确定”)，原因是_______________________________________ _________________________________________。 (2)某温度下，向0.1 mol ·L－1的NaHA溶液中滴入0.1 mol·L－1KOH溶液至中性，此时溶液中以下关系一定正确的是________(填字母)。 A．c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14 B．c(Na＋)＋c(K＋)＝c(HA－)＋2c(A2－) C．c(Na＋)c(K＋) D．c(Na＋)＋c(K＋)＝0.05 mol·L－1 (3)已知常温下H2A的钙盐(CaA)饱和溶液中存在以下平衡：CaA(s)  Ca2＋(aq)＋A2－(aq) ΔH0。 ①温度升高时，Ksp________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)。 ②滴加少量浓盐酸，c(Ca2＋)________，原因是________________________________________________________(用文字和离子方程式说明)。 (4)若向CaA悬浊液中加入CuSO4溶液，生成一种黑色固体物质，写出该过程中反应的离子方程式_______________________________________。 解析