《2019版高考化學二輪專題復習 平衡常數(shù)課件.ppt》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2019版高考化學二輪專題復習 平衡常數(shù)課件.ppt（26頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

化學平衡常數(shù),2014《考試大綱》要求,1、了解化學平衡常數(shù)的含義，能夠利用化學 平衡常數(shù)進行相關的計算。 2、了解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。 了解水的電離及離子積常數(shù) 3、了解難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。 了解溶度積的含義及其表達式， 能進行相關的計算。,本課教學目標,1、理解化學平衡常數(shù)K、電離平衡常數(shù)(Ka、Kb 、Kw)、溶度積常數(shù)Ksp的含義，會書寫相應的表達式。 2、知道平衡常數(shù)的應用,課堂活動1,完成活動導學案中的1-4題。 思考在相同溫度下，對于同一個可逆反應，若書寫方式不一樣，平衡常數(shù)表達式是否一樣？以合成氨反應為例進行說明。,,基礎回顧Ⅰ,1、對于可逆反應：a A(g)+ b B(g) c C(g)+d D(g)，其中a、b、c、d分別表示化學方程式中各反應物和生成物的化學計量數(shù)。當在一定溫度下達到化學平衡時，這個反應的平衡常數(shù)表達式為： 。,,Ksp = c(Fe3+)? c3(OH-),4、Fe(OH)3(s) Fe3+(aq)+ 3OH-(aq), 溶度積常數(shù) 。,c(H+)·c(OH-),①固體、純液體的濃度可視為1。 ②各物質(zhì)平衡時濃度的化學計量數(shù)次方。,注意啦:,在相同溫度下，對于同一個可逆反應，若書寫方式不一樣，平衡常數(shù)表達式是否一樣？以合成氨反應為例進行說明。,K1 、K2 、K3間的相互關系為,,,K1= K22= 1/K3,課堂活動2,完成活動導學案中的第5題。 思考平衡常數(shù)的影響因素？,基礎回顧Ⅱ,,,,,,5、汽車尾氣凈化中的一個反應如下： NO(g) + CO(g) N2(g) + CO2(g) ΔH＝－373.4 kJ·mol-1 在恒容的密閉容器中，反應達到平衡后，改變某一條件，下列示意圖正確的是：,C,由K隨溫度的變化可推斷正反應是吸熱反應還是放熱反應。 若正反應是吸熱反應,升高溫度，K ； 若正反應是放熱反應,升高溫度，K 。,增大,減小,,2、外因：只受溫度的影響,1、內(nèi)因：物質(zhì)本身起決定作用,課堂活動3,分析活動導學案中表1、表2、表3的數(shù)據(jù)。 總結平衡常數(shù)表示的意義。,,[案例分析1] 鹵化氫生成反應的平衡常數(shù)(25℃),1、平衡常數(shù)K的大小能說明反應進行的程度（也叫反應的限度）。K值越大，表明反應進行得越完全 ；K值越小，表示反應進行得越不完全 。,表1,,[案例分析2] 表2 常見難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)和溶解度(25℃),2、難溶電解質(zhì)的Ksp的大小反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。,一定溫度下,只有物質(zhì)組成相似的兩種難溶電解質(zhì), Ksp大,物質(zhì)的溶解度才大。,注意啦:,表3 是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)（25℃）,[案例分析Ⅲ],,,3、弱酸、弱堿的電離常數(shù)能夠反映弱酸、弱堿酸堿性的相對強弱。電離常數(shù)越大，弱酸(堿)的酸(堿)性越強， 反之,則越弱 。,課堂活動4,完成活動導學案中的6-8題。 總結平衡常數(shù)的應用。,,,6、已知：25℃時 H2CO3 HCO3- + H+ Ka1=4.3×10-7 HCO3- CO32- + H+ Ka2=5.6×10-11 HClO ClO- + H+ Ka=2.95×10-8 (1)若把H2CO3、HCO3-、HClO都看作是酸，其中酸性最強的是_________，最弱的是________ 。,Cl2+H2O+2CO32- = 2HCO3- + Cl- + ClO-,2Cl2+H2O+CO32- = CO2↑ + 2Cl- + 2HClO,H2CO3,HCO3-,(2)請根據(jù)以上碳酸和次氯酸的電離平衡常數(shù)，寫出在下列條件下所發(fā)生反應的離子方程式： ①將少量的氯氣通到過量的碳酸鈉溶液中 ②在過量的氯水中滴入少量的碳酸鈉溶液,利用Ka值的相對大小可用以強酸制弱酸,如某溫度下，若A、B兩種酸的電離平衡常數(shù)分別為Ka1、Ka2，,,——,若Ka1＞Ka2，則由A酸可制得B酸；,若Ka1＜Ka2，則由B酸可制得A酸；,平衡常數(shù)應用一,,同理：利用Kb值的相對大小可用以強堿制弱堿,在一定溫度下，溴化鈣、溴化銀、硝酸鈣和 硝酸銀在水和液氨中的溶解度若測定為下表所列 各值（g）： 寫出上述四種化合物在水溶液和液氨溶液中相互發(fā)生反應的化學方程式。,,,[變式訓練１],水溶液中：2AgNO3 + CaBr2=2AgBr↓ + Ca(NO3)2,拓展：利用溶解度的相對大小可用以沉淀的生成、轉化。,液氨中： 2AgBr + Ca(NO3)2 =AgNO3 + CaBr2↓,,,,7、在一定溫度下，反應 H2(g)+ X2(g) HX(g)的平衡常數(shù)為10。若將1.0mol的HX(g)通入體積為1.0L的密閉容器中，在該溫度時HX(g)的最大分解率接近于 A. 5% B. 17% C. 25% D.33%,B,平衡常數(shù)應用二,——分解率( 轉化率)的計算,8：水煤氣（主要成分：CO、H2）是重要燃料和化工原料，可用水蒸氣通過熾熱的炭層制得。 某溫度下，四個容器中均進行著上述反應，各容器中炭足量，其他物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度(單位：mol/L)及正逆反應速率關系如下表所示。,1)請根據(jù)上表數(shù)據(jù)計算出該溫度下該反應的平衡常數(shù)的數(shù)值。 2)填寫表中相應的空格,K=1,V正＜v逆,0.40,,V正＞v逆,利用K值可判斷平衡移動方向,如某溫度下，可逆反應 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 平衡常數(shù)為K，若某時刻時，反應物和生成物的濃度 關系如下：,Q＜K ，V正 V逆，反應向 進行,Q＝K ，V正 V逆，反應處于 狀態(tài),Q＞K ，V正 V逆，反應向 進行,則：,,＝,＞,＜,正方向,逆方向,平衡,,——,平衡常數(shù)應用三,平衡常數(shù),,表達式 影響因素,概念,,,意義,表明反應 進行程度,,,,,化學平衡常數(shù),,判斷反應 進行方向,計算反應物 轉化率,應用,電離平衡常數(shù),溶 度 積 常 數(shù),,,．．．．．．,,,D,,[課堂反饋],1、化學平衡常數(shù)(K)、電離平衡常數(shù)(Ka或Kb)、溶度積常數(shù)(Ksp)是判斷物質(zhì)性質(zhì)或變化的重要參數(shù)，下列關于這些常數(shù)的計算或運用正確的是 A.化學平衡常數(shù)的大小與溫度、濃度、壓強、催化劑有關 B.某亞硫酸溶液pＨ＝4.3，則其一級電離平衡常數(shù)K1=1.0×10-8.60 C.Ka(HCN)＜ Ka(CH3COOH),說明同濃度時氫氰酸的酸性比醋酸強 D.Ksp( AgI)＜ Ksp(AgCl),向AgCl懸濁液中加入 ＫI溶液會出現(xiàn)黃色沉淀,,,,,2、 在一定條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡： 下列說法正確的是 稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大 通入CO2，平衡朝正反應方向移動 C. 升高溫度， 減小 D. 加入NaOH固體，溶液pH減小,B,[課堂反饋],,3、已知：25°C時， ， 。下列說法正確的是 A．25°C時，飽和Mg(OH)2溶液與飽和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2+)大 B．25°C時，在Mg(OH)2的懸濁液加入少量的NH4Cl固體， c(Mg2+)增大 C．25°C時， Mg(OH)2固體在20ml0.01mol·L-1氨水中的Ksp比在20mL0.01mol·L-1 NH4Cl溶液中的小 D．25°C時，在Mg(OH)2的懸濁液加入NaF溶液后， Mg(OH)2不可能轉化成為MgF2,[課堂反饋],,,,,4、已知同溫下Ksp：Zn(OH)2＞ZnS MgCO3 ＞Mg(OH)2 就溶解或電離出S2-的能力而言：FeS＞H2S＞CuS 則以下離子方程式錯誤的是（ ） A、Mg2++2HCO3-+2Ca2++4OH-= Mg(OH)2↓+2CaCO3↓+2H2O B、Cu2+ + H2S =CuS ↓ +2H+ C、Zn2++S2-+2H2O = Zn(OH)2 ↓+ H2S ↑ D、 FeS+2H+ = H2S↑ +Fe2+,Ｃ,,,[課堂反饋],,,,[課堂反饋],5、右表常溫下幾種 難（微）溶物的 溶度積常數(shù)（Ksp）。,工業(yè)中常將BaSO4轉化為BaCO3后，再將其制成各種可溶性的鋇鹽（如：BaCl2）。具體做法是用飽和的純堿溶液浸泡BaSO4粉末，并不斷補充純堿，最后BaSO4可轉化為BaCO3?，F(xiàn)有足量的BaSO4懸濁液，在該懸濁液中加純堿粉末并不斷攪拌，為使SO42－物質(zhì)的量濃度達到0.1mol·L－1以上，則溶液中CO32－物質(zhì)的量濃度 應≥ mol·L－1。,2.6,