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1、（全國通用版）2022年高考化學大一輪復習 第八章 水溶液中的離子平衡 增分補課9學案 化學平衡常數(shù)運用于弱電解質的電離、鹽類的水解及難溶電解質的溶解平衡等問題時，則分別稱為電離常數(shù)、水解常數(shù)及溶度積常數(shù)，它是定量研究上述可逆過程平衡移動的重要手段，有關各平衡常數(shù)的應用和求算是高考?？贾R點，在理解上一定抓住，各平衡常數(shù)都只與電解質本身和溫度有關，而與濃度、壓強等外界條件無關。 [知識查補] 電離常數(shù)(Ka、Kb) 水的離子積常數(shù)(Kw) 難溶電解質的溶度積常數(shù)(Ksp) 鹽類的水解常數(shù)(Kh) 概 念 在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子的濃度的乘積與

2、溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為電離常數(shù) 一定溫度下，水或稀的水溶液中c(OH－)與c(H＋)的乘積 在一定溫度下，在難溶電解質的飽和溶液中，各離子濃度冪之積為一個常數(shù) 在一定溫度下，當鹽類水解反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)就是該反應的鹽類水解平衡常數(shù) 表 達 式 (1)對于一元弱酸HA： HAH＋＋A－，電離常數(shù) Ka＝ (2)對于一元弱堿BOH： BOHB＋＋OH－，電離常數(shù)Kb＝ Kw＝c(OH－)·c(H＋) MmAn的飽和溶液：Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－) 以NH＋H2ONH3

3、·H2O＋H＋為例 Kh＝ 影響 因素 只與溫度有關，升高溫度，K值增大 只與溫度有關，升高溫度，Kw增大 只與難溶電解質的性質和溫度有關 鹽的水解程度隨溫度的升高而增大，Kh隨溫度的升高而增大 “四大常數(shù)”間的兩大等式關系 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的關系是Kw＝Ka·Kh。 (2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關系，M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq) Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝·cn(OH－)＝＝()n＋1。 增分點1　電離平衡常數(shù) 常考題型 1.直接求電離平衡常數(shù)。 2．由電離常數(shù)求

4、弱酸(或弱堿)的濃度。 3．由Ka或Kb求pH。 對策 試題一般難度不大，是在化學平衡基礎上派生出來的。注意平衡體系中同種離子的濃度是同一個濃度，當兩個量相加或相減時，若相差100倍以上，要舍棄小的等一些基本的近似處理能力。 【例1】　草酸即乙二酸，是一種有機二元酸，在工業(yè)上有重要的作用。草酸在100 ℃開始升華，157 ℃時大量升華，并開始分解。 電離方程式 電離常數(shù) H2C2O4H＋＋HC2O K1＝5.4×10－2 HC2OH＋＋C2O K2＝5.4×10－5 NH3·H2ONH＋OH－ K＝1.8×10－5 (1)(NH4)2C2O4溶液的pH________

5、7(填“＞”“＜”或“＝”)。 (2)用惰性電極電解飽和草酸溶液可制得乙醛酸(OHC—COOH)。陰極的電極反應式為_________________________________________________________ ______________________________________________________________。 (3)草酸鈉是一種重要的還原劑。合成草酸鈉的操作如下： 草酸草酸鈉晶體 ①75%酒精的作用是___________________________________________。 ②當草酸與碳酸鈉的物質的量按2∶1充分混合后，

6、溶液中pH＜7。請將該溶液中離子濃度按由大到小的順序排列_______________________________________ _______________________________________________________________。 解析　(1)由題中表格可知，H2C2O4、HC2O、NH3·H2O的電離常數(shù)大小為H2C2O4＞HC2O＞NH3·H2O，故草酸銨溶液顯酸性。(2)陰極得電子發(fā)生還原反應：2H＋＋HOOC—COOH＋2e－===HOOC—CHO＋H2O。(3)①加入酒精是為了降低草酸鈉的溶解度，便于晶體析出。②二者反應后溶質為草酸氫鈉，因為溶液

7、顯酸性，所以HC2O的電離程度大于其水解程度，則離子濃度大小順序為c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)。 答案　(1)＜ (2)2H＋＋HOOC—COOH＋2e－===HOOC—CHO＋H2O (3)①降低草酸鈉的溶解度，便于晶體析出 ②c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－) 增分點2　水的離子積常數(shù) 常考題型 1.計算溫度高于室溫時的Kw。 2．通過KW的大小比較相應溫度的高低。 3．溶液中c(H＋)與c(OH－)相互換算。 4．酸、堿、能水解的鹽溶液中水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計算。 對 策

8、Kw只與溫度有關，升高溫度，Kw增大；在稀溶液中，c(H＋)·c(OH－)＝Kw，其中c(H＋)、c(OH－)是溶液中的H＋、OH－濃度；水電離出的H＋數(shù)目與OH－數(shù)目相等。 【例2】　下表是不同溫度下水的離子積常數(shù)： 溫度/℃ 25 t1 t2 水的離子積常數(shù)(mol2·L－2) 1×10－14 a 1×10－12 試回答以下問題： (1)若25＜t1＜t2，則a________1×10－14 mol2·L－2(填“＞”、“＜”或“＝”)，做此判斷的理由是_______________________________________________ _________

9、______________________________________________________。 (2)25 ℃時，某Na2SO4溶液中c(SO)＝5×10－4 mol/L，取該溶液1 mL加水稀釋至10 mL，則稀釋后溶液中c(Na＋)∶c(OH－)＝________。 (3)t2 ℃時，將pH＝11的苛性鈉溶液V1 L與pH＝1的稀硫酸V2 L混合(設混合后溶液的體積為原兩溶液體積之和)，所得混合溶液的pH＝2，則V1∶V2＝________。此溶液中各種離子的濃度由大到小的順序是________。 解析　(1)25＜t1＜t2，溫度升高，促進水的電離，c(H＋)＝c(

10、OH－)＞1×10－7 mol/L，所以KW＞1×10－14 mol2·L－2。 (2)Na2SO4溶液中c(Na＋)＝2×5×10－4 mol/L＝1×10－3 mol/L，稀釋10倍后，c(Na＋)＝1×10－4 mol/L，此時溶液為中性，c(OH－)＝1×10－7 mol/L，所以c(Na＋)∶c(OH－)＝10－4 mol/L∶10－7 mol/L＝1 000。 (3)根據(jù)酸、堿中和原理及pH計算式：＝10－2 mol/L，解得V1∶V2＝9∶11，根據(jù)Na2SO4的化學組成及反應后溶液呈酸性，推知該溶液中各種離子濃度由大到小的順序為c(Na＋)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH

11、－)。 答案　(1)＞　溫度升高，水的電離程度增大，所以水的離子積增大　(2)1 000∶1　(3)9∶11　c(Na＋)＞c(SO)＞c(H＋)＞c(OH－) 增分點3　Ka(Kb)與Kw的結合——鹽類的水解常數(shù)Kh 說明：Kh在做題過程中往往通過Ka(Kb)、Kw的數(shù)據(jù)通過轉換完成解答。 【例3】　室溫下，H2SO3的電離平衡常數(shù)Ka1＝1.0×10－2、Ka2＝1.0×10－7。 (1)該溫度下NaHSO3的水解平衡常數(shù)Kh＝________，NaHSO3溶液的pH________(填“＞”、“＜”或“＝”)7；若向NaHSO3溶液中加入少量I2，則溶液中將________(填

12、“增大”、“減小”或“不變”)。 (2)0.1 mol/L Na2SO3溶液的pH＝________，從平衡移動的角度解釋SO的Kh1＞Kh2。_____________________________________________________。 解析　(1)Ka1＝，由HSO＋H2OH2SO3＋OH－，Kh＝＝＝＝1.0×10－12＜Ka2，這說明HSO的電離能力強于水解能力，故溶液顯酸性，pH＜7；當加入少量I2時，＋4價的硫元素被氧化，溶液中有硫酸(強酸)生成，導致溶液的酸性增強，c(H＋)增大，c(OH－)減小，但因溫度不變，故Kh不變，則增大。(2)同理可求出Kh1＝＝1.

13、0×10－7，Na2SO3溶液的堿性主要由SO的一級水解決定，設溶液中c(OH－)＝x mol/L，則c(HSO)≈x mol/L、c(SO)＝0.1 mol/L－x mol/L≈0.1 mol/L，利用水解平衡常數(shù)易求出x＝1.0×10－4 mol/L，pH＝10。一級水解產生的OH－對二級水解有抑制作用，導致二級水解程度降低。 答案　(1)1.0×10－12?。肌≡龃? (2)10　一級水解產生的OH－對二級水解有抑制作用 增分點4　難溶電解質的溶度積常數(shù) ?？? 題型 1.溶解度與Ksp的相關轉化與比較。 2．沉淀先后的計算與判斷。 3．沉淀轉化相關計算。 4．金屬陽離子沉

14、淀完全的pH及沉淀分離的相關計算。 5．與其他平衡(如氧化還原平衡、配位平衡)綜合的計算。 6．數(shù)形結合的相關計算等。 對 策 應用Kap數(shù)值大小比較物質的溶解度大小時，一定是在組成上屬于同一類型的難溶電解質才能進行比較，否則，不能比較；在判斷沉淀的生成或轉化時，把離子濃度數(shù)值代入Ksp表達式，若數(shù)值大于Ksp，沉淀可生成或轉化為相應難溶物質；利用Ksp可計算某些沉淀轉化反應的化學平衡常數(shù)。 【例4】　(2018·南陽模擬)①已知t ℃時AgCl的Ksp＝2×10－10；②在t ℃時Ag2CrO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是(　　) A．在t ℃時，Ag

15、2CrO4的Ksp為1×10－9 B．在飽和Ag2CrO4溶液中加入K2CrO4可使溶液由Y點到X點 C．在t ℃時，以0.01 mol·L－1 AgNO3溶液滴定20 mL 0.01 mol·L－1 KCl和0.01 mol·L－1 K2CrO4的混合溶液，CrO先沉淀 D．在t ℃時，反應Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)2AgCl(s)＋CrO(aq)的平衡常數(shù)K＝2.5×107 解析　依據(jù)圖像曲線上的數(shù)據(jù)，結合溶度積常數(shù)概念計算即可得到，曲線上的點是沉淀溶解平衡，Ag2CrO4的沉淀溶解平衡為Ag2CrO4(s)2Ag＋(aq)＋CrO(aq)；Ksp＝c2(Ag＋)·c(

16、CrO)＝(10－3)2×10－6＝10－12，故A錯誤；在飽和溶液中加入K2CrO4可使沉淀溶解平衡左移，溶度積常數(shù)不變，還是飽和溶液，點應在曲線上，故B錯誤；依據(jù)溶度積常數(shù)計算Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝1×10－12，Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝2×10－10，以0.01 mol·L－1 AgNO3溶液滴定20 mL 0.01 mol·L－1 KCl和0.01 mol·L－1 K2CrO4的混合溶液，c(CrO)＝0.01 mol·L－1，得到c(Ag＋)＝ mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，0.01 mol·L－1 KCl溶液中，c(Cl－)＝0.01 mol·L－1，依據(jù)溶度積計算得c(Ag＋)＝ mol·L－1＝2×10－8 mol·L－1，所以先析出氯化銀沉淀，故C錯誤；在t ℃時，Ag2CrO4(s)＋2Cl－(aq)2AgCl(s)＋CrO(aq)，離子濃度相同時，依據(jù)氯化銀的溶度積和Ag2CrO4的溶度積計算，K＝＝＝＝2.5×107，故D正確。 答案　D 【解題建模】 基于“平衡觀”視角建構電解質溶液知識體系