化學平衡部分幾個難點問題的分析

■高步峰

一、如何快速理解弱電解質的鹽溶液中越弱越電離

對于任意弱電解質來說,其Ka、Kh及水的離子積Kw的關系可表示為Kw=Ka·Kh,溫度不變,三者均為常數,則Ka越小,Kh越大。所以越弱的電解質,其電離程度越小,其對應離子的水解程度越大。

二、等濃度的CH3COOH、CH3COONa溶液混合,各微粒濃度的等量關系

由電荷守恒可得c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),由物料守恒可得2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)。由上述關系式可得c(CH3COO-)+2c(OH-)=c(CH3COOH)+2c(H+)。

三、探究向0.1mol·L-1 CH3COOH 溶液中加入少量CH3COONa 固體時,當固體溶解后pH 增大的原因

1.CH3COONa 水解產生OH-,使溶液的pH 增大。

2.CH3COONa 固體溶解產生CH3COO-,使CH3COOH 的電離平衡逆向移動,pH 增大。

探究方法：向0.1mol·L-1CH3COOH 溶液中加入固體CH3COONH4,測溶液pH 的變化,若增大,則原因為2,不增大,則原因為1。

四、向難溶電解質的飽和溶液中加入相同的離子,是否一定析出晶體

例如：已知25℃時,CaSO4在水中的Ksp為9.0×10-6,向該條件下的100mLCaSO4飽和溶液中加入400mL0.01 mol·L-1的Na2SO4溶液,是否有沉淀析出?

在CaSO4飽和水溶液中,c(Ca2+)=。加入Na2SO4溶液后,c(Ca2+)==8.6×10-3mol·L-1。因為Qc(CaSO4)=6.0×10-4×8.6×10-3=5.16×10-6＜Ksp(CaSO4),所以沒有沉淀析出。

五、沉淀析出順序與Ksp的大小無絕對關系

例如：常溫下,Ksp(AgCl)=1.56×10-10,Ksp(Ag2CrO4)=1.9×10-12。某溶液中的c(Cl-)=c(CrO2-4)=0.01mol·L-1,向該溶液中逐滴加入0.01mol·L-1的AgNO3溶液,先析出哪種固體?

該溶液中析出AgCl沉淀時,c1(Ag+)＞；析出Ag2CrO4沉淀 時,。c1(Ag+)＜c2(Ag+),所以先析出AgCl沉淀。本題不能直接根據Ksp的大小來判定,應計算后再回答。

六、難溶電解質在水中的溶解度和其他溶液中的溶解度大小不同,但溫度相同時Ksp的值相同

例如：已知常溫時CaSO4的Ksp(CaSO4)=9.0×10-6,水中的c(Ca2+)=c(SO2-4)=3×10-3。常溫時向水中加入足量CaSO4固體,所得溶液必為常溫時CaSO4的飽和溶液。若濾出CaSO4固體,向所得溶液中加入少量Na2SO4固體,則一定析出CaSO4固體,此時為CaSO4的Na2SO4飽和水溶液,溶液中的c(Ca2+)＜c(SO2-4),但c(Ca2+)·c(SO2-4)=Ksp(CaSO4)。