湖南省永州市2019年高考化學二輪復習 課時19 電解質(zhì)溶液2（溶液中的“三大常數(shù)”）學案.docx
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電解質(zhì)溶液2（溶液中的“三大常數(shù)”） 【明確考綱】 1.理解弱電解質(zhì)在水中的電離平衡，能利用電離平衡常數(shù)進行相關(guān)計算。 2.了解水的電離、離子積常數(shù)。 3.了解鹽類水解的原理，影響鹽類水解程度的因素，鹽類水解的應(yīng)用。 4.了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。理解溶度積(Ksp)的含義，能進行相關(guān)的計算。 【課前真題】 1．[2017全國卷Ⅰ，27（5）]Li4Ti5O12和LiFePO4都是鋰離子電池的電極材料，可利用鈦鐵礦（主要成分為FeTiO3，還含有少量MgO、SiO2等雜質(zhì)）來制備，工藝流程如下： 回答下列問題： （5）若“濾液②”中，加入雙氧水和磷酸（設(shè)溶液體積增加1倍），使恰好沉淀完全即溶液中，此時是否有Mg3(PO4)2沉淀生成？（列式計算）。FePO4、Mg3(PO4)2的Ksp分別為。 答案：Fe3+恰好沉淀完全時，c()=molL?1=1.310–17 molL?1，c3(Mg2+)c2()＝(0.01)3(1.310–17)2=1.710–40＜Ksp [Mg3(PO4)2]，因此不會生成Mg3(PO4)2沉淀。 2．[2017天津，10(5)]已知25 ℃，NH3H2O的Kb＝1.810－5，H2SO3的Kal＝1.310－2，Ka2＝6.210－8。若氨水的濃度為2.0 molL－1，溶液中的c(OH－)＝ _________molL－1。將SO2通入該氨水中，當c(OH－)降至1.010－7molL－1時，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________________。 答案：6.010－3 0.62 解析： 由NH3H2O的電離方程式及其電離平衡常數(shù)Kb＝1.810－5可知，Kb＝[c(NH)c(OH－)]/c(NH3H2O)＝1.810－5，當氨水的濃度為2.0 molL－1時，溶液中的c(NH)＝c(OH－)＝6.010－3 molL－1。由H2SO3的第二步電離方程式HSOSO＋H＋及其電離平衡常數(shù)Ka2＝6.210－8可知，Ka2＝[c(SO)c(H＋)]/c(HSO)＝6.210－8，將SO2通入該氨水中，當c(OH－)降至1.010－7 molL－1時，溶液的c(H＋)＝1.010－7 molL－1，則c(SO)/c(HSO)＝＝0.62。 3．[2016全國卷Ⅱ，26(4)]聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為__________(已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7107；Kw＝1.010－14)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學式為________________________________。 答案：8.710－7 N2H6(HSO4)2 解析：聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方程式與氨相似，則聯(lián)氨第一步電離的方程式為N2H4＋H2ON2H＋OH－，再根據(jù)已知：N2H4＋H＋N2H的K＝8.7107及Kw＝1.010－14，故聯(lián)氨第一步電離平衡常數(shù)為K＝＝＝c(OH－)c(H＋)＝8.71071.010－14＝8.710－7；；聯(lián)氨為二元弱堿，酸堿發(fā)生中和反應(yīng)生成鹽，則聯(lián)氨與硫酸形成酸式鹽的化學式為N2H6(HSO4)2。 4．[2016全國卷Ⅰ，27(3)]在化學分析中采用K2CrO4為指示劑，以AgNO3標準溶液滴定溶液中的Cl－，利用Ag＋與CrO生成磚紅色沉淀，指示到達滴定終點。當溶液中Cl－恰好完全沉淀(濃度等于1.010－5 molL－1)時，溶液中c(Ag＋)為________molL－1，此時溶液中c(CrO)等于________molL－1(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分別為2.010－12和2.010－10)。 答案：2.010－5 510－3 解析：根據(jù)Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)c(Cl－)＝2.010－10，可計算出當溶液中Cl－恰好完全沉淀(即濃度等于1.010－5 molL－1)時，溶液中c(Ag＋)＝2.010－5 molL－1，然后再根據(jù)Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)c(CrO)＝2.010－12，又可計算出此時溶液中c(CrO)＝510－3 molL－1。 課堂精講 【考點歸類】電離平衡常數(shù)（包括水的離子積）、水解平衡常數(shù)、溶度積常數(shù)是溶液中的三大常數(shù) 考點:有關(guān)Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp的計算及應(yīng)用 核心知識必備：電離平衡常數(shù)和水的離子積常數(shù)隨著溫度的升高而增大，因為弱電解質(zhì)的電離和水的電離均為吸熱反應(yīng)。有關(guān)常數(shù)的計算，要緊緊圍繞它們只與溫度有關(guān)，而不隨其離子濃度的變化而變化來進行。 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的關(guān)系是Kw＝KaKh。 (2)M(OH)n懸濁液中Ksp、Kw、pH間關(guān)系 M(OH)n(s)Mn＋(aq)＋nOH－(aq) Ksp＝c(Mn＋)cn(OH－)＝cn(OH－)＝＝()n＋1。 【典例剖析】 1．25℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示： 化學式 CH3COOH H2CO3 HClO 電離平衡常數(shù) 1.710－5 K1＝4.410－7 K2＝4.710－11 3.010－8 請回答下列問題： (1)CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為 。 (2)同濃度的CH3COO－、HCO、CO、ClO－結(jié)合H＋的能力由強到弱的順序為。。 (3)體積為10mLpH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù) (填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數(shù)；理由是。 答案：(1)CH3COOH>H2CO3>HClO (2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－ (3)大于 稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的pH變化大，酸性強，電離平衡常數(shù)大 解析：電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，電離平衡常數(shù)越小，其對應(yīng)酸根離子結(jié)合H＋能力越強。(3)根據(jù)圖像分析知，起始時兩種溶液中c(H＋)相同，故c(較弱酸)＞c(較強酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大的多，故在整個稀釋過程中較弱酸的c(H＋)一直大于較強酸的c(H＋)，稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強，電離平衡常數(shù)大。 2．已知25℃時，NH3H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝1.810－5，該溫度下1molL－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________molL－1。(已知≈2.36) 答案: 2.3610－5 解析: Kh＝＝ c(H＋)≈c(NH3H2O)，而c(NH)≈1molL－1， 所以c(H＋)＝＝≈2.3610－5molL－1。 3．[2015全國卷Ⅰ，28(2)]上述濃縮液中主要含有I－、Cl－等離子，取一定量的濃縮液，向其中滴加AgNO3溶液，當AgCl開始沉淀時，溶液中為________，已知Ksp(AgCl)＝1.810－10，Ksp(AgI)＝8.510－17。 答案：4.710－7 解析： AgI的溶度積小于AgCl，當?shù)渭覣gNO3溶液時，AgI沉淀先生成，AgCl開始沉淀時，AgI已經(jīng)沉淀完全，則＝＝＝4.710－7。 4．[2015海南化學，15(2)]已知Ksp(AgCl)＝1.810－10，若向50 mL 0.018 molL－1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.020 molL－1的鹽酸，混合后溶液中Ag＋的濃度為molL－1，pH為________。 答案： 1.810－7 2 解析：根據(jù)反應(yīng)中HCl和AgNO3的物質(zhì)的量可知HCl過量，則剩余的氯離子的物質(zhì)的量濃度為(0.02－0.018) mol/L/2＝0.001 mol/L，根據(jù)AgCl的溶度積即可計算出c(Ag＋)；因為該反應(yīng)中氫離子未參加反應(yīng)，溶液的體積變?yōu)?00 mL時，則氫離子的濃度為0.01 mol/L，則pH＝2。 5．[2018海南，14(3)]向含有BaSO4固體的溶液中滴加Na2CO3溶液，當有BaCO3沉淀生成時溶液中＝____________。已知Ksp(BaCO3)＝2.610－9，Ksp(BaSO4)＝1.110－10。 答案: 24 解析:在同一個溶液中，c(Ba2＋)相同，依據(jù)溶度積的數(shù)學表達式，則有＝＝＝≈24。 6．常溫下，Ksp(CaSO4)＝910－6，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列判斷錯誤的是( ) A．a(chǎn)、c兩點均可以表示常溫下CaSO4溶于水所形成的飽和溶液 B．a(chǎn)點對應(yīng)的Ksp等于c點對應(yīng)的Ksp C．b點將有沉淀生成，平衡后溶液中c(SO)一定不等于310－3molL－1 D．向d點溶液中加入適量CaCl2固體可以變到c點 答案: A 解析: 其飽和溶液中陰、陽離子濃度相等，a、c兩點陰、陽離子濃度不相等，故A錯誤；a、c兩點溫度相同，Ksp是一常數(shù)，溫度不變Ksp不變，在曲線上的任意一點Ksp都相等，故B正確；根據(jù)圖示數(shù)據(jù)，可以看出b點Qc＝210－5>Ksp，所以會生成沉淀，開始時c(Ca2＋)、c(SO)不相等，而反應(yīng)消耗的Ca2＋、SO相等，因此平衡后兩種離子濃度不會等于310－3molL－1，故C正確；d點為不飽和狀態(tài)，鈣離子濃度較小，如加入適量CaCl2固體，鈣離子濃度增大，此時硫酸根離子濃度不變，則可以變到c點，故D正確。 1．25℃時，亞碲酸(H2TeO3)的Ka1＝110－3，Ka2＝210－8。該溫度下，0.1molL－1H2TeO3的電離度α約為________(α＝100%)；NaHTeO3溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7。 答案：10% < 解析：亞碲酸(H2TeO3)為二元弱酸，以一級電離為主，H2TeO3的電離度為α， H2TeO3HTeO＋H＋ 起始濃度(molL－1) 0.100 電離濃度(molL－1) 0.1α0.1α0.1α 平衡濃度(molL－1) 0.1(1－α) 0.1α0.1α Ka1＝110－3＝，解得：α≈10%； 已知Ka2＝210－8，則HTeO的水解常數(shù)Kh＝＝(110－14)(210－8)＝0.510－6下載提示(請認真閱讀)
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