专题八 专题突破5 四大平衡常数的相互关系及应用-【导与练】2024高考化学一轮复习高中总复习第1轮教学课件PPT（浙江专用）

专题突破5　四大平衡常数的相互关系及应用 一、四大平衡常数的比较 二、四大平衡常数的应用 1.判断平衡移动方向 (1)Q与K的关系。 两者表达式相同,若Q<K,平衡正向移动;若Q=K,平衡不移动;若Q>K,平衡逆向移动。 (2)Q与Ksp的关系。 当Q>Ksp时,溶液过饱和,有沉淀析出,直至溶液饱和,达到平衡;当Q=Ksp时,溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态;当Q<Ksp时,溶液未饱和,无沉淀析出,若加入过量难溶电解质,难溶电解质溶解直至溶液饱和。 4.利用四大平衡常数进行有关的计算 类型一　Ka(或Kb)、Kw、Kh的关系及应用 [典例1]25 ℃时,某混合溶液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.1 mol/L,lg c(CH3COOH)、 lg c(CH3COO-)、lgc(H+)和lg c(OH-)随pH变化的关系如图所示。Ka为CH3COOH的电离常数,下列说法正确的是(　　) 答案:C Ka(或Kb)、Kw、Kh的关系式 [对点精练1] 25 ℃时,向NaHCO3溶液中滴入盐酸,混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是(　 　) B 类型二　Ka、Kh、Kw、Ksp的关系及应用 [典例2] (2021·全国乙卷)HA是一元弱酸,难溶盐MA的饱和溶液中c(M+)随c(H+)而变化,M+不发生水解。实验发现,298 K时c2(M+)～c(H+)为线性关系,如图中实线所示。下列叙述错误的是(　　) A.溶液pH=4时,c(M+)<3.0×10-4 mol/L B.MA的溶度积Ksp(MA)=5.0×10-8 C.溶液pH=7时,c(M+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-) D.HA的电离常数Ka(HA)≈2.0×10-4 答案:C Ka、Kh、Kw、Ksp的关系换算方法 1.Ksp、Kw、Kh的关系 2.M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH之间的关系 D 点击进入 课时训练 化学 谢谢观赏 项目 概念 表达式 影响因素 水的离子 积常数 (Kw) 一定温度下,水或稀溶液中H+和OH-的浓度积是一个常数 Kw=c(OH-)·c(H+) 只与温度有关,温度升高,Kw增大 电离常数 (Ka、Kb) 在一定条件下达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子浓度(幂)的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数 (1)对于一元弱酸HA:HAH++A-,电离常数Ka= (2)对于一元弱碱BOH:BOHB++OH-,电离常数Kb= 只与温度有关, 温度升高,K增大 盐的水解 常数(Kh) — 对于一般的可逆反应:A-+H2OHA+OH-,在一定温度下达到平衡时:Kh= 只与温度有关,温度升高,Kh增大 溶度积 常数(Ksp) 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 MmAn的饱和溶液:Ksp= cm(Mn+)·cn(Am-) 只与难溶电解质的性质和温度有关 2.溶液中离子浓度比值大小的判断 如将醋酸溶液加水稀释,在稀释过程中,c(H+)减小,由于电离平衡常数为, 此值不变,故的值增大。 3.利用Ksp计算沉淀转化时的平衡常数 AgCl(s)+Br-(aq)AgBr(s)+Cl-(aq),反应的平衡常数K==。 A.O点时,c(CH3COOH)=c(CH3COO-) B.N点时,pOH=14-lg Ka C.该体系中,c(CH3COOH)= mol/L D.pH由7到14的变化过程中,CH3COO-的水解程度始终增大 解析:根据图像分析可知,随着pH的增大,氢氧根离子和醋酸根离子的浓度增大,氢离子和醋酸分子的浓度减小,又因pH=7时,氢氧根离子浓度等于氢离子浓度,故可推知,图中曲线1为lgc(CH3COO-)随pH变化的曲线,曲线2为lg c(H+)随pH变化的曲线,曲线3为lgc(OH-)随pH变化的曲线,曲线4为lgc(CH3COOH)随pH变化的曲线。A.根据上述分析可知,O点为曲线2和曲线3的交点,对应的pH=7,c(H+)=c(OH-),错误;B.N点为曲线1和曲线4的交点,lg c(CH3COO-)=lg c(CH3COOH),即c(CH3COO-)= c(CH3COOH),因Ka=,代入等量关系并变形可知pH=-lg Ka,可得pOH=14-(-lg Ka)=14+lg Ka,错误;C.c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1 mol/L,则c(CH3COO-)=0.1 mol/L-c(CH3COOH),Ka=,联立两式消去c(CH3COO-)并化简整理可得出,c(CH3COOH)= mol/L,正确;D.pH由7到14的变化过程中,先促进CH3COO-的水解,后抑制其水解,错误。 1.一元弱酸酸根离