平衡常數在“水溶液中的離子平衡”中的應用

■北京市十一學校 陳 鶴(博士)

平衡常數在“水溶液中的離子平衡”中的應用

■北京市十一學校 陳 鶴(博士)

首先,水溶液中的離子平衡知識一直是同學學習的難點,同學們在分析水溶液問題時抓不住主要矛盾,當溶液中存在多個平衡時,就不知道怎么分析,其實這是沒有從定量的角度掌握水溶液中的平衡問題。其次,通過對水溶液中離子平衡的學習,同學們是否能進一步認識離子反應的本質?能否理解離子平衡和離子反應的關系?再次,在學習本內容之前,同學們對復分解反應規律的認識是：強酸制弱酸,強堿制弱堿,可溶制難溶,那么學習完水溶液中的離子平衡后,同學們能否從更本質的角度理解水溶液中復分解反應發生的原因?這些問題,都與水溶液中各種離子平衡的平衡常數有關。因此,圍繞離子平衡中平衡常數的考查,可以檢測同學們對本知識的理解程度。

例1表1是幾種弱電解質的電離平衡常數、難溶電解質的溶度積Ksp(25℃)。

表1

回答下列問題：

(1)由上表分析,若①CH3COOH,②,③C6H5OH,④H2CO3均可看作酸,則它們電離出H+的能力由強到弱的順序為____(填編號)。

(2)25℃時,將等體積等濃度的醋酸和氨水混合,混合液中：c(CH3COO-)____(填“＞”“=”或“＜”)。

(3)25℃時,NaHSO3溶液的pH____7(填“＞”“=”或“＜”)。

(4)請你結合表中數據,寫出C6H5OH與Na3PO4反應的離子方程式：____。

(5)鋇在自然界里主要以難溶性的重晶石BaSO4的形式存在,它既難溶于水,又難溶于酸,很難進行化學加工。若通過沉淀轉化反應,使之轉化為易被鹽酸溶解的BaCO3,則對于含鋇元素物質的生產非常有利。現有0.2molBaSO4固體,用1L1.2mol·L-1Na2CO3溶液處理,反應的離子方程式為____。達平衡后,溶液中的濃度是____。

解析：(1)比較酸性強弱,同學們主要通過實驗,強酸制弱酸來定性比較酸性強弱,要理解強酸制弱酸的本質是強酸電離出H+能力更強,因此,強酸可以把自己的H+給弱酸根。通過Ka可以定量得到弱酸電離出H+能力,Ka大則電離出H+的能力大,因此CH3COOH、、C6H5OH、H2CO3電離出H+的能力由強到弱的順序是CH3COOH＞H2CO3＞C6H5OH＞。

(2)c(CH3COO-)與)的大小比較,需要同學們能從定量的角度理解鹽的水解平衡。CH3COOH的Ka與NH3·H2O的Kb相等,說明CH3COOH電離出H+能力與NH3·H2O 電離出OH-的能力是相同的,即CH3COO-水解能力和水解能力相同,因此

(3)NaHSO3溶液中主要存在的電離平衡,的水解平衡。的電離平衡常數是Ka2=1.02×10-7,而的水解平衡常數是6.49×10-11,因此電離程度大于水解程度,溶液呈酸性,pH＜7。

(5)難溶物質向更難溶物質轉化一般是離子反應的趨勢,但是碳酸鋇和硫酸鋇的Ksp只相差10倍,可以通過增大碳酸根的濃度,不斷分離碳酸鋇的方法,使硫酸鋇向碳酸鋇轉化。(aq);該反應的平衡常數是

跟蹤練習：1.常溫下,某酸HA的電離常數為1×10-8。0.1mol·L-1HA溶液和0.1mol·L-1NaA溶液等體積混合后溶液的pH____7(填“＞”“=”或“＜”),其原因是____。

2.已知氫氟酸、醋酸、氫氰酸(HCN)、碳酸在室溫下的電離常數如表2。

表2

根據上述數據,回答下列問題：

(1)四種酸中酸性最強的是____,四種酸中酸性最弱的是____。

(2)寫出反應的方程式：

足量的氫氟酸與碳酸鈉溶液混合：___。

足量的CO2通入NaCN溶液中：____。

跟蹤練習解析：1.HA的電離常數為1×10-8,則A-的水解常數是,A-的水解程度大于HA的電離程度,因此0.1mol·L-1HA溶液和0.1mol·L-1NaA溶液等體積混合后溶液的pH＞7。

2.(1)四種酸Ka最大的是H F,Ka最小的是HCN,因此酸性最強的是H F,酸性最弱的是HCN。(2)H F的Ka大于H2CO3的Ka1,因此H F+Na2CO3══NaCN+H2O+CO2↑;HCN的Ka大于H2CO3的Ka2小于H2CO3的Ka1,因此,CO2+H2O+NaCN══NaHCO3+HCN。

(責任編輯 謝啟剛)

陳鶴,畢業于北京理工大學,博士,多次承擔市級、區級研究課,參加市級、區級教學比賽并獲獎,多篇教學論文在市級、區級文化文評選中獲獎,主持北京市教育科學“十三五”規劃課題,參與中國化學會“十一五”規劃課題。