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文檔簡介

化學平衡常數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、水解常數及溶度積常數，它是定量研究上述可逆過程平衡移動的重要手段，有關各平衡常數的應用和求算是高考常考知識點，在理解上一定抓住，各平衡常數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(Ka、Kb)水的離子積常數(Kw)難溶電解質的溶度積常數(Ksp)鹽類的水解常數(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溶液中未電離的分子的濃度之比是一個常數，這個常數稱為電離常數一定溫度下，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，這個常數就是該反應的鹽類水解平衡常數增分點1套管實驗常考題型1.直接求電離平衡常數。2.由電離常數求弱酸(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。增分點2水的離子積常數常考題型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＋數目與OH－數目相等。(3)t2

℃時，將pH＝11的苛性鈉溶液V1L與pH＝1的稀硫酸V2L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________。增分點3

Ka(Kb)與Kw的結合——鹽類的水解常數Kh答案(1)1.0×10－12＜增大

(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常考題型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.數形結合的相關計算等。對策應用Kap數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，把離子濃度數值代入Ksp表達式，若數值大于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。[增分題例]【例4】(2018·南陽模擬)①已知t

℃時AgCl的Ksp＝2×10－10；②在t

℃時Ag2CrO4在

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