2018届高考化学二轮复习四大平衡常数(35张)

②判断可逆反应的ΔH的正负:a.若升高温度,K值减小,则正反应为放热反应
(ΔH<0)。b.若升高温度,K值增大,则正反应为吸热反应(ΔH>0),此种条件下 若对应反应具有自发性,则该反应一定是熵值增加的反应。
典例 随着科学技术的发展和环保要求的不断提高,CO2的捕集利用技 术成为研究的重点。完成下列填空: (1)目前国际空间站处理CO2的一个重要方法是将CO2还原,所涉及反应 的方程式为:CO2(g)+4H2(g) CH4(g)+2H2O(g)。
(3)KW适用范围:纯水和电解质溶液。其中c(H )、c(OH )是溶液中的H 、 OH 浓度,水电离出的c(OH )=c(H )。
+ + +
典例 水的电离平衡曲线如图所示,下列说法不正确的是 (
)
A.图中四点KW间的关系:A=D<C<B
B.若从A点到D点,可采用:温度不变在水中加入少量酸
C.若从A点到C点,可采用:温度不变在水中加入少量NH4Cl固体 D.若从A点到D点,可采用:温度不变在水中加入少量NH4Cl固体 答案 C
cd 2 xy 2 式为 = 4 。 4 ab mn
1.一定温度下,将2 mol NO、1 mol CO充入1 L固定容积的密闭容器中 发生反应:2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g) ΔH<0。反应过程中部 )
分物质的浓度变化如图所示。下列有关说法中错误的是 (
A.15 min时再向容器中充入CO、N2各0.6 mol,平衡不移动 B.反应进行到8 min时,CO2的生成速率小于CO的消耗速率 C.当生成NO与生成CO2的速率相等时表明反应达到平衡状态 D.若容器的压强保持不变,表明反应已达到平衡状态
题型三
水的离子积常数
常考点:(1)计算温度高于室温时的KW; (2)利用KW的大小比较温度的高低;
(3)利用KW=c(H+)· c(OH-)进行c(H+)与c(OH-)的相互换算;
(4)溶液pH、水电离的c(H+)或c(OH-)的计算。
(1)含义:KW=c(H+)· c(OH-);
(2)影响因素:温度。升高温度,KW增大;
1 H O(g) 2
2
1 1 CO (g)+ H (g)的平衡常数K = 2
2
2
2
2
。
(2)已知温度为(T+100)℃时,该反应的平衡常数K3=1.0,则该反应为
反应(填“吸热”或“放热”)。 (3)在温度为(T+100)℃时,某时刻CO2的物质的量为2.0 mol,则该时刻v (正) v(逆)(填“>”“<”或“=”)。
n 衡常数K之间的关系:K'=Kn或K'= K 。③若几个不同的可逆反应,其方
1 n
程式存在如下关系:Ⅲ式=Ⅰ式+Ⅱ式,则KⅢ=KⅠ· KⅡ。 (4)化学平衡常数的应用 ①判断任意时刻v(正)与v(逆)的大小关系:将某一时刻生成物浓度幂之
积与反应物浓度幂之积的比值(Qc)与K比较。
K与Qc关系 速率关系 Qc=K v(正)=v(逆) Qc>K v(正)<v(逆) Qc<K v(正)>v(逆)
-
W 理,强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电离平衡常数Kb的关系为Kh= 。
K Kb
②影响因素: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,Kh1≫Kh2≫Kh3。
典例 室温下,H2SO3的电离平衡常数Ka1=1.0×10-2、Ka2=1.0×10-7。
当滴加V mL CH3COOH溶液时,混合溶液的pH=7。已知CH3COOH的电 离平衡常数为Ka,忽略混合时溶液体积的变化。下列关系式正确的是
(
)
2 10 B.V=
7
2 107 A.Ka=
0.1V 2 2 10 7 C.Ka= V 20
2 10 8 D.Ka= V
已知H2的体积分数随温度的升高而增加。 若温度从300 ℃升至400 ℃,重新达到平衡,判断下列表格中各物理量的 变化。(选填“增大”“减小”或“不变”)
v正 v逆 平衡常数K 转化率α
(2)相同温度时,上述反应在不同起始浓度下分别达到平衡,各物质 的平衡浓度如下表:
[CO2]/mol· L [H2]/mol· L 平衡Ⅰ 平衡Ⅱ a m b n
-1 -1 -1 -
[CH4]/mol· L [H2O]/mol· L
1
c x
d y
a、b、c、d与m、n、x、y之间的关系式为 答案 (1)增大 增大 减小 减小
cd 2 xy 2 (2) = ab 4 mn 4
。
解析 (1)H2的体积分数随温度的升高而增加,这说明升高温度平衡向 逆反应方向移动,即正反应是放热反应。升高温度正、逆反应速率均增 大,平衡常数减小,反应物的转化率减小。 (2)相同温度时平衡常数不变,则a、b、c、d与m、n、x、y之间的关系
子数目发生变化的反应,故当压强不变时,表明反应达到了平衡状态,D
项不符合题意。
2.在一定温度下,向2 L密闭容器中充入3 mol CO2和2 mol H2,发生反应: CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)。
1 2
(1)已知温度为T时,该反应的平衡常数K1=0.25,则该温度下反应 CO(g)+
答案 B
0.2 0.42 由图像知,15 min时反应达到平衡状态,K= 2 ,加入一 0.6 1.62
0.8 0.4 2 定量的CO、N2后,Qc= 2 ,求得K=Qc,故体系仍处于平衡状态,A项 1.2 1.6 2
不符合题意;当生成NO与生成CO2的速率相等时,表明正反应速率与逆 反应速率相等,反应达到平衡状态,C项不符合题意;因该反应是气体分
四大平衡常数
平衡常数
题型一 化学平衡常数
常考点:(1)化学平衡常数表达式; (2)化学平衡常数的计算; (3)由化学平衡常数计算初始浓度或平衡浓度; (4)计算反应物的平衡转化率或生成物的产率;
(5)用化学平衡常数K判断平衡移动的方向、反应的热效应等。
(1)化学平衡常数的含义:对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
答案 (1)2 (2)吸热 (3)> 解析 (1) CO2(g)+ H2(g)
1 2 1 2 1 1 CO(g)+ H O(g)的平衡常数为 K 2 2
2
1
=
0.5,由正、逆反应的平衡常数关系知K2=2。
(2)升高温度,平衡常数增大,说明平衡向正反应方向移动,即正反应是吸 热反应。
(3)CO2的物质的量为2.0 mol时,其物质的量浓度为1.0 mol· L-1,由化学方
(1)该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh= ,NaHSO3溶液的pH
(填“>”“<”或“=”)7;若向NaHSO3溶液中加入少量I2,则溶
液中 2
c(H SO3 ) 将 c(HSO3 )
(填“增大”“减小”或“不变”)。
2 ,从平衡移动的角度解释S 的 O3
(2)0.1 mol/L Na2SO3溶液的pH= Kh1>Kh2: 。
c p (C) c q (D) K= m 。 c (A) c n (B)
(2)影响K的外界因素:温度。若升温K增大(或减小),则正反应吸热(或放
热)。 (3)方程式书写形式对化学平衡常数的影响:①同一反应,正反应与逆反 应的化学平衡常数的乘积等于1,即K(正)· K(逆)=1。②对于同一反应,若 方程式中的化学计量数均扩大n倍或缩小为 ,则新平衡常数K'与原平
0.1K a 2
2 答案 A 当pH=7时,溶液中c(CH3COO )=c(Na )= mol· L-1,由物料 V 20 0.1V 2 0.1V 2 守恒知c(CH3COOH)= mol· L-1- mol· L-1= mol· L-1,再根 V 20 V 20 V 20
K Ka 2
mol/L-x mol/L≈0.1 mol/L,利用水解平衡常数易求出x=1.0×10-4,pH=10。 一级水解产生的OH-对二级水解有抑制作用,导致二级水解程度降低。
1.25 ℃时,用0.1 mol· L-1CH3COOH溶液滴定20 mL 0.1 mol· L-1NaOH溶液,
的电离能力强于水解能力,故溶液显酸性,pH<7;当加入少量I2时 ,+4价的硫 元素被氧化,溶液中有硫酸(强酸)生成,导致溶液的酸性增强,c(H+)增大,
c(H 2 SO3 ) c(OH )减小,但因温度不变,故Kh不变,则 增大。 c(HSO3 )
2 W O3 (2)同理可求出Kh1= =1.0×10-7,Na2SO3溶液的碱性主要由S 的一级 2 O3 水解决定,设溶液中c(OH-)=x mol/L,则c(HS )≈x mol/L、c(S )=0.1 O3
c(HCN)。该溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 。 (2)常温下,若将c mol/L盐酸与0.62 mol/L KCN溶液等体积混合后恰好 得到中性溶液,则c= (小数点后保留4位数字)。
答案 (1)碱 < c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+) (2)0.616 2
解析 (1)Kh=1.61×10-5,由此可求出Ka(HCN)≈6.2×10-10,故CN-的水解能 力强于HCN的电离能力,由于NaCN与HCN的物质的量相等,故水解产生 的c(OH-)大于电离生成的c(H+),混合溶液显碱性,且c(CN-)<c(HCN)。 (2)当溶液显中性时,由电荷守恒知溶液中c(K+)=c(CN-)+c(Cl-),由物料守 恒得c(HCN)=c(K+)-c(CN-)=c(Cl-)=0.5c mol/L,由CN-+H2O HCN+OHc (OH ) c(HCN) 1.0 107 0.5c 得Kh= = =1.61×10-5,解得c≈0.616 2。 0.31 0.5c c (CN )