張新中

(江蘇省邗江中學(xué) 225100)

一、根據(jù)電離常數(shù)比較酸(堿)性強(qiáng)弱

電離常數(shù)的大小可以反映弱電解質(zhì)的酸(堿)性強(qiáng)弱.K越大，酸(堿)性越強(qiáng).

例1 已知部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸醋酸次氯酸碳酸亞硫酸電離平衡常數(shù)(25℃)Ka=1.75×10-5Ka=2.98×10-8Ka1=4.3×10-7Ka2=5.61×10-11Ka1=1.54×10-2Ka2=1.02×10-7

下列離子方程式正確的是( ).

二、根據(jù)電離常數(shù)判斷鹽的水解程度

根據(jù)電離常數(shù)可判斷出酸、堿性的強(qiáng)弱，從而可判斷出鹽類(lèi)水解的強(qiáng)弱，即弱酸、弱堿的電離常數(shù)越大，則其離子的水解程度越小.

例2 已知，25℃時(shí)幾種弱酸的電離常數(shù)如下：

弱酸電離常數(shù)弱酸電離常數(shù)H2CO3K1=4.3×10-7K2=5.6×10-11H2C2O4(草酸)K1=5.9×10-2K2=6.4×10-5H3PO4K1=7.1×10-3K2=6.3×10-8K3=4.2×10-13H3C6H5O7(檸檬酸)K1=7.4×10-4K2=1.7×10-5K3=4.0×10-7

下列有關(guān)推斷正確的是( ).

A．溶液的pH大小有：K3PO4>K2HPO4>KH2PO4

C．等濃度的NaHCO3、NaHC2O4的溶液中：前者pH大

D．H3C6H5O7與Na2CO3溶液反應(yīng)的產(chǎn)物為Na3C6H5O7、CO2、H2O

三、根據(jù)電離常數(shù)判斷稀釋過(guò)程中濃度比值變化

對(duì)于弱電解質(zhì)稀釋時(shí)微粒濃度比值的變化，可根據(jù)稀釋過(guò)程中平衡常數(shù)不變，將比值問(wèn)題構(gòu)造成平衡常數(shù)有關(guān)的代數(shù)式進(jìn)行簡(jiǎn)化判斷，然后根據(jù)電離平衡移動(dòng)進(jìn)行分析.

例3 常溫下，向0.1 mol·L-1的草酸(H2C2O4)溶液中加水，在稀釋過(guò)程中，下列物理量始終增大的是( ).

四、根據(jù)電離常數(shù)計(jì)算c(OH-)、c(H+)或pH 弱酸弱堿

例4 常溫下NH3·H2O的Kb=1.6×10-5，下列關(guān)于氨水的說(shuō)法不正確的是( ).

A．滴有酚酞的氨水中加入醋酸銨溶液，顏色變淺

B．0.01 mol·L-1的氨水中，c(OH-)=4.0×10-3mol·L-1

D．常溫下測(cè)量NH4Cl溶液的pH，可以判斷NH3·H2O是否屬于弱電解質(zhì)

五、根據(jù)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)計(jì)算鹽的水解常數(shù)

水解平衡可由酸、堿與水的電離平衡相減得來(lái)，因此水解常數(shù)則是這兩個(gè)電離平衡常數(shù)的比值.

例5 已知25℃時(shí)，NH3·H2OKb=1.77×10-5；H2CO3Ka1=4.30×10-7、Ka2=5.61×10-11.25℃時(shí)有關(guān)NH4HCO3溶液的說(shuō)法中正確的是( ).

A．呈弱酸性

B．c(OH-)+c(NH3·H2O)=c(H+)+c(H2CO3)

六、根據(jù)弱電解質(zhì)的電離常數(shù)與溶度積常數(shù)共同判斷沉淀在酸中的溶解性

判斷沉淀是否溶解于酸，應(yīng)根據(jù)電離平衡與沉淀的溶解平衡相加(或減)得到化學(xué)方程式，然后計(jì)算其平衡常數(shù)，再進(jìn)行判斷.

例6 25℃時(shí)，用Na2S沉淀Cu2+、Zn2+兩種金屬離子(M2+)，所需S2-最低濃度的對(duì)數(shù)值lgc(S2-)與lgc(M2+)的關(guān)系如圖所示.下列說(shuō)法不正確的是( ).

A．Na2S溶液中：

B．25℃時(shí)Ksp(ZnS)約為1×10-27.5

C．25℃時(shí)，H2S飽和溶液：[c(H+)]2·c(S2-)=1.0×10-22，將少量CuS固體加入到稀硫酸中，CuS不溶解

D．向Cu2+濃度為10-5mol·L-1的工業(yè)廢水中加入ZnS粉末，會(huì)有CuS沉淀析出.

參考文獻(xiàn)：

[1]何彩霞.整體把握和實(shí)施觀念建構(gòu)的化學(xué)教學(xué)研究——以高中化學(xué)必修1“離子反應(yīng)”單元為例[J].中學(xué)化學(xué)教學(xué)參考,2011(07).