化学平衡部分几个难点问题的分析

■高步峰

一、如何快速理解弱电解质的盐溶液中越弱越电离

对于任意弱电解质来说,其Ka、Kh及水的离子积Kw的关系可表示为Kw=Ka·Kh,温度不变,三者均为常数,则Ka越小,Kh越大。所以越弱的电解质,其电离程度越小,其对应离子的水解程度越大。

二、等浓度的CH3COOH、CH3COONa溶液混合,各微粒浓度的等量关系

由电荷守恒可得c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+),由物料守恒可得2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)。由上述关系式可得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 固体时,当固体溶解后pH 增大的原因

1.CH3COONa 水解产生OH-,使溶液的pH 增大。

2.CH3COONa 固体溶解产生CH3COO-,使CH3COOH 的电离平衡逆向移动,pH 增大。

探究方法：向0.1mol·L-1CH3COOH 溶液中加入固体CH3COONH4,测溶液pH 的变化,若增大,则原因为2,不增大,则原因为1。

四、向难溶电解质的饱和溶液中加入相同的离子,是否一定析出晶体

例如：已知25℃时,CaSO4在水中的Ksp为9.0×10-6,向该条件下的100mLCaSO4饱和溶液中加入400mL0.01 mol·L-1的Na2SO4溶液,是否有沉淀析出?

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

五、沉淀析出顺序与Ksp的大小无绝对关系

例如：常温下,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,向该溶液中逐滴加入0.01mol·L-1的AgNO3溶液,先析出哪种固体?

该溶液中析出AgCl沉淀时,c1(Ag+)＞；析出Ag2CrO4沉淀 时,。c1(Ag+)＜c2(Ag+),所以先析出AgCl沉淀。本题不能直接根据Ksp的大小来判定,应计算后再回答。

六、难溶电解质在水中的溶解度和其他溶液中的溶解度大小不同,但温度相同时Ksp的值相同

例如：已知常温时CaSO4的Ksp(CaSO4)=9.0×10-6,水中的c(Ca2+)=c(SO2-4)=3×10-3。常温时向水中加入足量CaSO4固体,所得溶液必为常温时CaSO4的饱和溶液。若滤出CaSO4固体,向所得溶液中加入少量Na2SO4固体,则一定析出CaSO4固体,此时为CaSO4的Na2SO4饱和水溶液,溶液中的c(Ca2+)＜c(SO2-4),但c(Ca2+)·c(SO2-4)=Ksp(CaSO4)。