“三大平衡常數(shù)”高考突破探析

楊佳林

摘 要：關(guān)于化學(xué)平衡常數(shù)的知識(shí)內(nèi)容， 考查幾率非常高，難度比較大，學(xué)生不易掌握。現(xiàn)分類追蹤透析近年高考的典型試題，從而把握高考熱點(diǎn)，剖析方法規(guī)律，增強(qiáng)高考的針對(duì)性，提高復(fù)習(xí)效益。

關(guān)鍵詞：化學(xué)平衡常數(shù)；電離平衡常數(shù)；沉淀溶解平衡；考題分析；高考熱點(diǎn)；方法要點(diǎn)

中圖分類號(hào)：G633.8 文獻(xiàn)標(biāo)識(shí)碼： A 文章編號(hào)：1992-7711（2016）10-069-01

“三大平衡”指的是化學(xué)平衡、電離平衡、沉淀溶解平衡，屬于新課標(biāo)的新增內(nèi)容，可能成為2016年高考命題的重點(diǎn)及熱點(diǎn)。下面將對(duì)化學(xué)平衡常數(shù)相關(guān)考點(diǎn)進(jìn)行分類突破。

一、化學(xué)平衡常數(shù)

解析：結(jié)合常溫下水的離子積常數(shù)可知此時(shí)溶液中的c（H+）=1.0×10-3mol·L-1，c（OH-）=1.0×10-11mol·L-1，則由水電離出的c（H+）=1.0×10-11mol·L-1，HA的電離平衡常數(shù)為（1.0×10-3）2/0.1=1.0×10-5，A、B項(xiàng)不正確；向該HA溶液中加水稀釋能促進(jìn)HA的電離，但由于溶液的體積增大，c（H+）逐漸減小，C項(xiàng)不正確；由于HA是弱酸不能完全電離，則pH=3的HA溶液的濃度大于pH=11的NaOH溶液，二者等體積混合后，HA過量，溶液呈酸性，則有c（A-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-），D項(xiàng)正確。故選D.

點(diǎn)評(píng)：電離平衡常數(shù)是表示弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱的一個(gè)物理量，可根據(jù)電離平衡常數(shù)的大小，判斷弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，K值越大，即表示該電解質(zhì)的能力越強(qiáng)。

方法規(guī)律：①在一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，各種離子濃度之積與溶液中未電離的分子濃度之比是一個(gè)常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CH3COOH CH3COO-+H+，K=c（CH3COO-）c（H+）/c（CH3COOH）.②電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)的電離平衡的主要參數(shù)，也是弱酸、弱堿是否達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)尺。它只受溫度的影響，因電離過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。③對(duì)于多元弱酸來說，由于上一級(jí)電離產(chǎn)生的H+對(duì)下一級(jí)電離起到抑制作用，一般是K1≥K2≥K3，即第二步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比第二步電離難得多，因此在計(jì)算多元素弱酸溶液的c（H+）或比較弱酸酸性相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。

三、沉淀溶解平衡常數(shù)

點(diǎn)評(píng)：主要考查改變飽和溶液中離子濃度時(shí)沉淀溶解平衡移動(dòng)的情況，要求學(xué)生具備對(duì)數(shù)據(jù)的分析能力和解決問題的能力。

方法規(guī)律：在應(yīng)用溶度積Ksp進(jìn)行計(jì)算時(shí)，首先要把溶解平衡的方程式寫出，MmNn（s） mMn+（aq）+nNm-（aq），依據(jù)方程式寫出Ksp的表達(dá)式，Ksp=[c（Mn+）]m[c（Nm-）]n，然后再依據(jù)所給信息及要求進(jìn)行求解。

②在一定的溫度下，它是一個(gè)常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積，它只受溫度影響，不受溶液中物質(zhì)濃度的影響。

③涉及QC及Ksp的計(jì)算時(shí)，所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度，因此計(jì)算離子濃度時(shí)，所代入的溶液體積也必須是混合溶液的體積。