高考化学一轮复习 第八单元 水溶液中的离子平衡 高考热点题型8 五大平衡常数的比较与应用课件
高中化学第8章 第54讲 水溶液中四大平衡常数的综合应用---2023年高考化学一轮复习(新高考)
第54讲水溶液中四大平衡常数的综合应用复习目标 1.掌握四大平衡常数[K a(K b)、K h、K w、K sp]的简单计算。
2.利用题目信息或图像，结合离子平衡，解决实际问题。
1．四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K w 任意水溶液温度升高，K w增大K w＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp 难溶电解质溶液升温，大多数K sp增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)注意(1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
(2)溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a(或K b)、K h均变大。
2．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向Q与K sp的关系平衡移动方向结论Q＞K sp逆向溶液过饱和，有沉淀析出Q＝K sp不移动溶液饱和，处于平衡状态Q＜K sp正向溶液未饱和，无沉淀析出(2)常数间的关系 ①强碱弱酸盐：K h ＝K w K a ；②强酸弱碱盐：K h ＝K wK b。
(3)判断离子浓度比值的大小变化。
如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH －)减小，由于电离平衡常数为c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )，此值不变，故c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )的值增大。
高考化学一轮课时达标习题第8章水溶液中的离子平衡(5)(含解析)
—————————— 教育资源共享 步入知识海洋 ————————第8章水溶液中的离子平衡（5）1．已知：①25 ℃时弱电解质的电离平衡常数：K a (CH 3COOH)＝1.8×10－5，K a (HSCN)＝0.13；②25 ℃时，2.0×10－3mol·L －1氢氟酸水溶液中，调节溶液的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(两条线交点处的pH ＝3.45)。
请根据以上信息回答下列问题：(1)25 ℃时，将20 mL 0.10 mol·L －1CH 3COOH 溶液和20 mL 0.10 mol·L －1HSCN 溶液分别与20 mL 0.10 mol·L －1NaHCO 3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V )随时间(t )变化的示意图如图所示：反应初始阶段，两种溶液产生CO 2气体的速率存在明显差异的原因是__HSCN 的酸性比CH 3COOH 强，其溶液中c (H ＋)较大，故HSCN 溶液较NaHCO 3溶液的反应速率快__，反应结束后所得两溶液中，c (CH 3COO －)__<__c (SCN －)(填“>”“<”或“＝”)。
(2)25 ℃时，HF 电离平衡常数的数值K a ≈__10－3.45(或3.5×10－4)__，列式并说明得出该常数的理由： K a ＝c＋c－c，当c (F －)＝c (HF)时，K a ＝c (H ＋)，查图中的交点处为c (F －)＝c (HF)，故所对应的pH 即为K a 的负对数，为3.45 。
解析 (1)两种酸的电离程度不同导致溶液中起始反应时H ＋的浓度不同，引起反应速率的不同。
反应结束后，溶质为CH 3COONa 和NaSCN ，因CH 3COOH 酸性弱于HSCN ，故CH 3COONa 的水解程度大，c (CH 3COO －)<c (SCN －)。
高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡 热点专题讲座8 大平衡常数的比较和应用
五大平衡常数的比较和应用 五大平衡常数是指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水解平衡常数及难溶电解质的溶度积常数，这部分知识为新课标中的新增内容，在高考题中频繁出现，特别是化学平衡常数及溶度积常数的应用更是考试的热点内容。
化学平衡常数(K ) 电离平衡常数(K a 、K b ) 水的离子积常数(K w ) 水解平衡常数 难溶电解质的溶度积常数(K sp )概念 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数 在一定条件下弱电解质达到电离平衡时，电离形成的各种离子的浓度的幂之积与溶液中未电离的分子的浓度的比值是一个常数，这个常数称为电离平衡常数水或稀的水溶液中c (OH －)与c (H ＋)的乘积 水解平衡也是一种化学平衡，其平衡常数即水解常数 在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一常数 表达式 对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g) p C(g)＋q D(g)，在一定温度下达到平衡时：K ＝错误! (1)对于一元弱酸HA ：HA H ＋＋A －，平衡常数K a ＝错误!；(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，平衡常数K b ＝错误!K w ＝c (OH －)·c (H ＋) 如NaA 溶液中，A －(aq)＋H 2O(l) HA(aq)＋OH －(aq) K h ＝错误!＝K w /K a M m A n 的饱和溶液：K sp ＝c m (M n＋)·c n (A m －) 影响因素 只与温度有关 只与温度有关，升温，K 值增大 只与温度有关，温度升高，K w 增大 温度(升温，K h 增大) 只与难溶物的种类和温度有关一、化学平衡常数常考 题型 (1)求解平衡常数；(2)由平衡常数计算初始(或平衡)浓度；(3)计算转化率(或产率)；(4)应用平衡常数K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)注意 事项 从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe 2O 3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO 2(g)。
高考化学一轮复习第8章水溶液中的离子平衡1水溶液中的离子平衡课件新人教版
KcaFH－F，稀释过程中 c(F－)逐渐减小，故其比值始终保持增大。
答案 D
4．下列关于电离平衡常数(K)的说法正确的是( ) A．电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱 B．电离平衡常数(K)与温度无关 C．不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同 D．多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为：K1＜K2＜K3
(4)在熔融状态时：NaHSO4=熔==融==Na＋＋HSO－4 。
自测诊断
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)HClO 是弱酸，所以 NaClO 是弱电解质( × ) (2)强电解质的导电能力一定比弱电解质的导电能力强( × ) (3)共价化合物一定是弱电解质( × ) (4)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质( × ) (5)强电解质溶液中不存在溶质分子，弱电解质溶液中存在溶质分 子( √ ) (6)NH3 溶于水后能导电，所以 NH3 是电解质( × ) (7)离子化合物是强电解质，则离子化合物水溶液导电性一定很强 (×)
答案 (1)醋酸的电离平衡常数大，酸性强，较强的酸可制备较弱
的酸。
(2)①NH3·H2O NH＋ 4 ＋OH－ CH3COOH CH3COO－＋H＋ HClO H＋＋ClO－
②大于 相同条件下，醋酸的电离常数大于次氯酸的电离常数
(3)第一步电离产生的 H＋对第二步的电离起抑制作用
基础小题速练 ——一定稳拿基础分 1．(2016·临安模拟)下列有关强、弱电解质的叙述正确的是( ) A．强电解质溶液的导电性一定比弱电解质溶液的导电性强 B．强电解质的水溶液中不存在溶质分子 C．强电解质都是离子化合物，而弱电解质都是共价化合物 D．不同的弱电解质只要物质的量浓度相同，电离程度也相同
2025版高考化学一轮总复习提升训练第8章电离平衡常数及应用微考点3电离平衡常数的相关计算(含答案)
高考化学一轮总复习提升训练：微考点3 电离平衡常数的相关计算1．(2023·河北衡水中学模拟)25 ℃时，用0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液滴定20 mL 0.1mol·L －1NaOH 溶液，当滴加V mL CH 3COOH 溶液时，混合溶液的pH ＝7。
已知CH 3COOH 的电离平衡常数为K a ，忽略混合时溶液体积的变化。
下列关系式正确的是( A )A ．K a ＝2×10－70.1V －2B.V ＝2×10－70.1K a －2C ．K a ＝2×10－7V ＋20D.K a ＝2×10－8V[解析] 当pH ＝7时，溶液中c (CH 3COO －)＝c (Na ＋)＝2V ＋20mol·L －1，由物料守恒知c (CH 3COOH)＝0.1V V ＋20 mol·L －1－2V ＋20 mol·L －1＝0.1V －2V ＋20mol·L －1，再根据K a ＝c H ＋·c CH 3COO －c CH 3COOH ，代入相关数据可得K a ＝2×10－70.1V －2。
2．(2023·湖南邵阳模拟)常温下，联氨(N 2H 4)在水溶液中分步发生电离：①N 2H 4＋H 2O N 2H ＋5＋OH －K a1；②N 2H ＋5＋H 2ON 2H 2＋6＋OH －K a2。
该溶液中的微粒的物质的量分数δ(X)随pOH[pOH ＝－lg c (OH －)]变化的关系如图所示。
下列叙述错误的是( B )A ．给N 2H 4的水溶液中加水稀释，电离程度逐渐增大B ．电离常数K a1：A<B ＝D<C C ．据图中A 点可求：K a1＝10－6D ．图D 点溶液的c (OH －)＝10－10.5 mol·L －1[解析] 给N 2H 4的水溶液中加水稀释，电离平衡正向移动，故电离程度逐渐增大，A 正确；电离常数只与温度有关，与溶液的酸碱性无关，故电离常数K a1：A ＝B ＝D ＝C ，B 错误；题图中A 点δ(N 2H 4)＝δ(N 2H ＋5)，pOH ＝6，此时c (N 2H 4)＝c (N 2H ＋5)、c (OH －)＝10－6mol·L －1，则N 2H 4的电离常数K a1＝c N 2H ＋5·c OH －c N 2H 4＝c (OH －)＝10－6，C 正确；同理，据题图中C点计算电离常数K a2＝c OH －·c N 2H 2＋6c N 2H ＋5＝c (OH －)＝10－15，题图中D 点溶液中δ(N 2H 4)＝δ(N 2H 2＋6)，则有K a1·K a2＝10－6×10－15＝c 2(OH －)，解得c (OH －)＝10－10.5 mol·L －1，D 正确。
2019届新课标高考化学一轮复习第八单元水溶液中的离子平衡高考热点题型8五大平衡常数的比较与应用讲义
为
2×10-13
0.05mol·L-1 ×100 mL
2mol·L
-1
=2.5 mL。
-15-
1 2 3 4
2.燃煤废气、汽车尾气中的氮氧化物(NOx)、一氧化碳等有害气
体,常用下列方法处理,以减少对环境的污染。在25 ℃时,下列反应
的平衡常数如下:
N2(g)+O2(g)
2NO(g) K1=1×10-30
0.5×0.5
2
2
1
1
1
1
ΔH3=2ΔH2+2ΔH1,K3=(K1)2 ×(K2)2 ;(3)首先写出 H2SO3
-
-
H++HSO3 、HSO3 +H2O
H2SO3+OH-、H2O
OH-+H+,前面的两
式相加即得第三式,所以 Ka×Kh=KW,所以 Ka= W;或用三个平衡常数
h
(H+ )·(HSO3 )
L-1、
1.6×10-3 mol·
L-1,代入平衡常数表达式
K=c2(NH3)·
c(CO2)=(3.2×10-3)2×1.6×10-3=1.64×10-8;(2)已知 NH3·
H2O
CH3COOH
H++CH3COO- Ka=1.8×10-5,用前一个电离方程
式减后一个电离方程式可得:CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-,则
W
。水解过程吸
a
醋酸钠水解的平衡常数 Kh 与 KW、Ka 的关系是 Kh=
热,当升高温度时,Kh 将增大。②镁离子的浓度商
Qc=0.01×(2.2×10-5)2=4.84×10-12<Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11,镁离子不
高三化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡8-2 93张PPT
高考总复习 ·课标版 化学
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2019/9/3
课前自主回顾课堂互动探究
1
课时作业
与名师对话
高考总复习 ·课标版 化学
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－
碱性溶液中：[c(OH－)碱＋c(OH－)H2O]·c(H＋)H2O＝KW
(2)水的离子积常数提示了在任何水溶液中均存在水的电
离平衡，都有 H＋和 OH－共存，只是相对含量不同而已。并且
在稀酸或稀碱溶液中，当温度为 25 ℃时，KW＝c(H＋)·c(OH－) ＝1×10－14 为同一常数。
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cH＋·cOH－
2．电离平衡常数：K ＝ 电离 cH2O 。
3．水的离子积
(1)表达式：25℃时 KW＝ c(H＋)·c(OH－) ＝ 1.0×10－14 。
(2)影响因素：KW 是温度的函数，温度不变，KW 不变 ，
温度升高，KW 增大
，试纸变色后，与标准比色卡对
比即可确定溶液的
pH。 感谢您下载包图网平台上提供的PPT作品，为了您和包图网以及原创作者的利益，请勿复制、传播、销售，否则将承担法律责任！包图网将对作品进 行维权，按照传播下载次数进行十倍的索取赔偿！
②注意：
a．pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀 释可能产生误差；
①由图示关系知，pH 越小，溶液的酸性 越强 。 ②pH 一般表示 c(H＋)< 1 mol/L 的稀溶液。
高考化学复习第八单元水溶液中的离子平衡8
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B
解析
答案
15/81
-16考点一
考点二
考点三
基础梳理
考点突破
溶液酸碱性与pH
1.溶液酸碱性
溶液酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)相对大小。
将“>”“=”或“<”填在下表空格中:
溶液
c(H+)、c(OH-)
大小比较
中性溶液
c(H+)=c(OH-)
酸性溶液
碱性溶液
c(H+)>c(OH-)
溶液 (H +) < 水 (H +)
中性:溶液 (H +) = 水 (H +) =
溶液 (OH - ) = 水 (OH - )
如常温下,pH=13CH3COONa溶液中,溶液中c(H+)=10-13 mol·L1.c(OH-)=10-1 mol·L-1,溶液中OH-、H+均全部来自于水电离,但
考点二
考点三
基础梳理
考点突破
3.惯用酸碱指示剂及其变色范围
指示剂
石蕊
甲基橙
酚酞
变色范围(pH)
<5.0 红色
5.0~8.0 紫色
<3.1 红色
3.1~4.4 橙色
<8.2 无色
8.2~10.0 浅红色
>8.0 蓝色
>4.4 黄色
>10.0 红色
18/81
-19考点一
考点二
考点三
基础梳理
考点突破
自主巩固
性( × )
(8)室温下,pH=3醋酸与pH=11NaOH溶液等体积混合,所得溶液呈
中性 ( × )
高考化学一轮第8章水溶液中的离子反应与平衡微专题十四四大平衡常数的相互关系及应用强基练新人教版
1.(2024·浙江衢州、丽水、湖州高三一模)用钛铁矿(主要成分为FeTiO3,含
有少量MgO、SiO2等杂质)制备LiFePO4的工艺流程如图所示:
已知:钛铁矿经盐酸浸取后钛主要以 TiOCl24 形式存在;Ksp(FePO4)
=1.0×10-22,Ksp[Mg3(PO4)2]=1.0×10-24。下列说法不正确的是(
1 2 3 4 5 6 7 8 9
6.(2023·全国新课标卷)向AgCl饱和溶液(有足量AgCl固体)中滴加氨水,发
生反应 Ag++NH3
[Ag(NH3)]+和[Ag(NH3)]++NH3
[Ag(NH3)2]+。
lg[c(M)/(mol·L-1)]与lg[c(NH3)/(mol·L-1)]的关系如图所示(其中M代表Ag+、
据氧化还原反应得失电子守恒以及原子守恒可知反应的化学方程式为
2FePO4+Li2CO3+H2C2O4
2LiFePO4+3CO2↑+H2O↑,故C正确;若调pH至
溶液呈碱性,Fe2+也会形成氢氧化亚铁沉淀,故D错误。
1 2 3 4 5 6 7 8 9
2.常温下,可用下图所示的方法制备FeCO3。已知:Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5,
2 (Cl )
-
=
1×10-11.7
2-
2 (Ag+ )·(CrO4 )
2 (Ag+ )·2 (Cl )
-
=
7.9
-1
=10
,C
正确;分别计算浓度均为
0.1
mol·
高考化学总复习第8章水溶液中的离子平衡微专题强化突破15水解常数(Kh)与离子积(Kw)电离常数(KaKb)的关系及
解析：Kh＝c（H＋）c·（c（NNHH＋ 4 ）3·H2O）＝KKwb，
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而 c(NH＋ 4 )≈1 mol·L－1。
所以 c(H＋)＝ Kh＝
10－14 1.8×10－5
mol·L－1≈2.36×10－5
mol·L－1。
答案：2.36×10－5
2．常温下，用 NaOH 溶液吸收 SO2 得到 pH＝9 的 Na2SO3 溶 液 ， 吸 收 过 程 中 水 的 电 离 平 衡 __________ ( 填 “ 向 左 ”“ 向 右 ” 或 “ 不 ”) 移 动 。 试 计 算 所 得 溶 液 中 cc（（HSSOO23－－ 3））＝___________。(常温下 H2SO3 的电离平衡常数 Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)
⑥ 利用笔记抓住老师的思路。记笔记不仅有利于理解和记忆，而且有利于抓住老师的思路。
2019/7/12
最新中小学教学课件
10
谢谢欣赏！
2019/7/12
最新中小学教学课件
Hale Waihona Puke 11CH3COOH＋OH－
(2)强酸弱碱盐 如 NH4Cl 溶液：NH＋ 4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋ Kh＝c（NH3·c（HN2OH）＋ 4 ）·c（H＋）＝ c（NH3·c（HN2OH）＋ 4 ）·c·（c（HO＋）H－·c）（OH－）＝ cc（（NHH＋＋4））·c·c（（OOHH－－））＝KKwb。
解析：NaOH 电离出的 OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3 电 离出的 SO23－水解促进水的电离平衡。
SO23－＋H2O HSO－ 3 ＋OH－ Kh＝c（HScO（－ 3 ）SO·c23－（）OH－）＝KKaw2＝6.01×0－1104 －8