四大平衡常数的相互关系及运算.pdf
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中的四大平衡相互影响一直是化学领域研究的重要课题。
这四大平衡包括了溶解平衡、配位化学平衡、氧化还原平衡和放射化学平衡。
它们之间相互影响，相互制约，共同构成了无机化学体系的平衡网络。
本文将从这四大平衡的相互影响出发，探讨它们之间的关系以及在实际应用中的重要意义。
我们来了解一下这四大平衡的基本概念。
溶解平衡是指当某种物质溶解时，其分子或者离子与溶剂之间的相互作用所导致的动态平衡。
在溶解过程中，溶质的溶解度是一个很重要的参数，它受溶液中其他物质浓度、温度等因素的影响。
配位化学平衡是指配合物（也称配合物离子）的形成与分解反应，通常包括了络合离子的形成常数和络合物的稳定性常数等参数。
氧化还原平衡是指涉及到电子转移的化学反应。
在这种反应中，一个物质被氧化，同时另一个物质被还原。
氧化还原反应的平衡常数可以通过电动势或者标准氧化还原电位来进行定量描述。
放射化学平衡是指放射性核素的衰变反应。
放射性核素具有一定的衰变速率，它们的衰变反应也有平衡定律，可以通过半衰期来进行描述。
这四大平衡在无机化学中起着至关重要的作用，它们之间的相互影响也是无机化学研究的一个重要课题。
首先来看溶解平衡和配位化学平衡之间的相互关系。
实际上，溶解平衡和配位化学平衡之间存在着密切的联系。
溶解平衡中的配位化学过程对溶解度的影响是非常显著的。
以金属离子配位化学为例，金属离子在水中溶解时，往往会形成水合离子，而这些水合离子又会与配体形成络合物。
这种络合物的形成会影响金属离子的溶解度，从而影响溶解平衡。
配位化学过程中，配合物的稳定性也受到了溶液中其他物质的影响，例如存在其他金属离子、配体或者其它配位物等都会影响络合物的形成和分解反应，进而影响配位化学平衡的达到。
溶解平衡和配位化学平衡之间存在着相互影响，它们共同决定了一种物质在溶液中的化学行为。
接下来，我们看一看氧化还原平衡和放射化学平衡之间的相互影响。
氧化还原平衡和放射化学平衡之间的联系主要体现在两个方面，一是在氧化还原反应中，电子的转移往往受到溶液中其他物质的影响，有些物质可以促进还原反应的进行，有些物质则会抑制还原反应的发生。
专题讲座(八) 电解质溶液中的四大平衡常数
化学
(4)①已知Ksp(BaSO4)=1.1×10-10。将等体积的Na2SO4溶液和BaCl2溶液混 合,若Na2SO4溶液的浓度为 0.02 mol· L-1,则生成BaSO4沉淀所需的BaCl2溶 液的最小浓度为 。(忽略溶液混合时体积的变化)
解析:(4)①BaCl2 溶液和 Na2SO4 溶液等体积混合,则混合溶液中 c(Na2SO4)=
化学
说明:(1)化学平衡常数是其他平衡常数的基础,“三段式”是有效解答有关
平衡计算的“万能钥匙”。
(2)除以上四大平衡常数外,还有:水解平衡常数[如 N H 4 +H2O
+ c(NH3 H2O) c(H ) H ,Kh= ] 、配位平衡常数 { 如 Ag +2NH3·H2O c(NH4 ) +
化学
专题讲座(八) 电解质溶液中的四大平衡常数
化学
1.四大平衡常数的比较
化学平衡常数 (K)
电离常数(Ka、Kb) (1)对于一元弱酸 HA: + HA H +A ,电离常数 c(H ) c(A ) Ka= c(HA) (2)对于一元弱碱 BOH: BOH B++OH-,电离 常数 Kb= c(B ) c(OH )
-
V2L 0.1mol L1 V1L 0.1mol L1 0.1 mol·L ,则混合后溶液中的 V1 9 =10 mol·L ,解得: = 。 V2 11 答案:(3)> 温度升高,水的电离程度增大,离子积常数增大 9∶11
-2 -1
20.12mL =0.100 6 mol·L-1。 20.00mL 答案:(2)2×10-5 0.100 6 mol· L-1
微专题 四大平衡常数的计算与应用(原卷版)--2025年高考化学微专题
四大平衡常数的计算与应用考情分析真题精研D ．pH=10时，()()+-13c Ag+c CH COOAg =0.08mol L⋅2．（2024·安徽·高考真题）环境保护工程师研究利用2Na S 、FeS 和2H S 处理水样中的2+Cd 。
已知25℃时，2H S 饱和溶液浓度约为-10.1mol L ⋅，()-6.97a12K H S =10，()-12.90a22K H S =10，-17.20sp K (FeS)=10，-26.10sp K (CdS)=10。
下列说法错误的是A ．2Na S 溶液中：()()()()()+--2-c H+c Na =c OH +c HS +2c S +B ．-120.01mol L Na S ⋅溶液中：()()()()+2---c Na >c S >c OH >c HSC ．向()2+-1c Cd=0.01mol L⋅的溶液中加入FeS ，可使()2+-8-1c Cd <10mol L ⋅D ．向()2+-1c Cd=0.01mol L⋅的溶液中通入2H S 气体至饱和，所得溶液中：()()+2+c H >c Cd注意：(1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
(2)溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp 可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a (或K b )、K h 均变大。
规律·方法·技巧A ．pH=6.5时，溶液中()()2-2+3c CO <c PbB ．()()2+3δPb=δPbCO 时，()2+c Pb <1.010×()-1M lg c /mol L ⋅(M 代表+Ag 、-Cl 或2-4CrO )随加入NaCl 溶液体积(V)的变化关系如图所示（忽略溶液体积变化）。
下列叙述正确的是经典变式练核心知识精炼(1)A、C、B三点均为中性增大(2)D点为酸性溶液,E点为碱性溶液(1)a、c点在曲线上,a→c Na2SO4固体,但K sp不变基础测评1．（2024·陕西商洛·模拟预测）室温下，用-10.1mol L ⋅的二甲胺()32CH NH 溶液(二甲胺在水中的电离与一水合氨相似)滴定-110.00mL0.1mol L ⋅盐酸溶液。
化学反应的平衡常数表
化学反应的平衡常数表在化学领域中，平衡常数是衡量一个化学反应在平衡状态下的反应程度的重要指标。
它表示了在给定温度和压力下，反应物与生成物的浓度之间的比例关系。
平衡常数的值越大，说明反应向生成物的方向偏移得越明显，反之亦然。
下面是几个常见化学反应的平衡常数表（单位为摩尔分数）：1. 水的离解平衡H2O ⇌ H+ + OH-平衡常数：Kw = [H+][OH-]在25°C下，Kw的值约为1.0 x 10^-142. 一元一次反应A ⇌ B平衡常数：K = [B]/[A]3. 一元二次反应A ⇌B + C平衡常数：K = [B][C]/[A]4. 二元一次反应A +B ⇌ C平衡常数：K = [C]/[A][B]5. 二元二次反应A +B ⇌C + D平衡常数：K = [C][D]/[A][B]6. 反应系列A ⇌B ⇌ C平衡常数：K = [B]/[A] 和 K' = [C]/[B]总平衡常数：Koverall = K * K' = [C]/[A]7. 气体反应（在一定温度和压力下）aA + bB ⇌ cC + dD平衡常数：K = (pC^c * pD^d) / (pA^a * pB^b) （p为分压）或 K = (C^c * D^d) / (A^a * B^b) （C、D、A、B为浓度）需要注意的是，平衡常数的值与温度密切相关。
随着温度的变化，平衡常数的值也会发生变化。
温度升高时，平衡常数通常会增大；温度降低时，平衡常数通常会减小。
这个关系由热力学基本原理所决定。
综上所述，平衡常数是描述化学反应平衡状态下反应物与生成物浓度关系的重要指标。
通过了解平衡常数的概念和计算方法，我们可以更好地理解化学反应的动力学和平衡特性，为实验设计和工业生产提供指导。
四大平衡常数的相互关系及判定
高中化学四大平衡常数的相互关系及判定杨小过电解质溶液中的电离常数、水的离子积常数、水解常数及溶度积常数是在化学平衡常数基础上的延深和拓展，它是定量研究平衡移动的重要手段。
在复习时就要以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒定律为计算依据，以各平衡常数之间的联系为突破口，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认识结构体系.1.四大平衡常数的比较HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－) c(HA)BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)M A的饱和溶液：K2．四大平衡常数间的关系(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。
(2)NH4Cl、NH3·H2O溶液中，K b、K h、K W的关系是K W＝K b·K h。
(3)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系是K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·cn(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n⎝⎛⎭⎫K W10－pH n＋1。
3．四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动方向(2)如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH －)减小，由于电离常数为c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )，此值不变，故c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )的值增大。
(3)利用K sp 计算沉淀转化时的平衡常数 如：AgCl ＋I－AgI ＋Cl －[已知：K sp (AgCl)＝1.8×10－10、K sp (AgI)＝8.5×10－17]反应的平衡常数K ＝c (Cl －)c (I －)＝c (Ag ＋)·c (Cl －)c (Ag ＋)·c (I －)＝K sp (AgCl )K sp (AgI )＝1.8×10－108.5×10－17≈2.12×106。
四大平衡常数
x x
x x
(1-x)(1-x )
x = 0.5
=1
K=
x2
(1-x)(4-x )
=1
α (CO)= 50% α (H2O)= 50%
解得 x = 0.8
α(CO)= 80% α(H2O)= 20%
增大一种反应物的浓度，能提高另一种反应物的转化率，而本 身的转化率减小
结论：
方法点拨
利用K值可判断某状态是否处于平衡状态
四大平衡常数
(2013年高考二轮专题复习)
考点解读 1、理解化学平衡常数、电离平衡常 数、溶度积常数、水的离子积常数的 含义，会书写相应的表达式。
2、能利用化学平衡常数进行简单的 计算。
3、知道平衡常数的应用。
自主复习
——关于平衡常数，你已经知道什么？
1、平衡常数表达式： ①a A(s)+ b B(g)
c(CO) : c(H2O) = 1:1 时
起始c 转化c 平衡c c(CO) : c(H2O) = 1:4 时 CO + H2O CO2 + H2 起始c 1 4 0 0 转化c x x x x 平衡c 1-x 4-x x x
CO + H2O 1 1
CO2 0
+ H2 0
x
1-x
K=
解得
x 1-x x2
方法点拨
利用K值可判断某状态是否处于平衡状态
溶度积的应用：通过比较溶度积和溶液中有关离子
浓度幂的乘积（离子积QC）的相对大小，可以判断
难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。
QC ＞K ,反应向
沉淀生成方向 沉淀溶解平衡 沉淀溶解方向
进行
QC ＝K ,反应处于
高中化学四大平衡常数
c(CH3COOH。 )
Fe3+(aq)+ 3OH-(aq),
3+ 3 溶度积常数 Ksp = c(Fe )• c (OH )
。
注意：固体（S），纯液体（l）的浓度一般情况
下都看作是一个常数
2、平衡常数的意义： (1)平衡常数K的大小能说明反应进行的程度 （也叫反应的限度）。
K值越大，表明反应进行得越 完全 ； K值越小，表示反应进行得越 不完全 。
（2014新课标2）13. 利用右图所示装置进行下列实验， 能得出相应实验结论的是( )
选项 A ① 稀硫酸 ② Na2S ③ 实验结论 AgNO3 与 Ksp(AgCl)＞Ksp(Ag2S) AgCl的浊液 溴水 浓硫酸具有脱水性、 氧化性 SO2 与 可 溶 性 钡 盐 均 可生成白色沉淀 酸性：硝酸＞碳酸＞ 硅酸
(2)弱酸、弱碱的电离常数能够反映弱酸、弱碱 酸碱性的相对强弱。 电离常数越大，弱酸的酸性越 弱碱的碱性越 强 强 ， 。
注意：多元弱酸分步电离以第一步的电离为主
3、平衡常数的影响因素：
平衡常数只与 温度 有关，与其他因素无关，温度不变K不 变。
由K随温度的变化可推断正反应是吸热反应还是放热。
若正反应是吸热反应,升高温度，K 增大 ；
B
浓硫酸
蔗糖 Na2SO
3
C
稀盐酸
Ba(NO3)2溶液
D
浓硝酸
Na2CO
3
Na2SiO3溶液
相同条件下，Ksp越小越容易沉淀
（２０１３新课标２）11.己知某溶液中含有C1-, Br-和 CrO42-，浓度均为0.010mo1· L-，向该溶液中逐滴加入 0.010mol· L-1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后 顺序为
2019年高考化学 电解质溶液中的四大平衡常数
D.2AgI(s)+S (aq)
Ag2S(s)+2I (aq)的平衡常数为 K=
-
Ksp (Ag 2S)
2 Ksp (AgI)
解析:反应 C(s)+H2O(g)
CO(g)+H2(g),反应中碳为固体,所以反应的平 2Cr O 4 +2H 中水为
+
c(CO) c(H 2 ) 2 衡常数 K= ,A 错误;反应 Cr2 O 7 +H2O c(H 2O)
2.四大平衡常数的应用 (1)利用平衡常数判断反应进行的方向 ①Qc<K,反应向正反应方向进行; ②Qc=K,反应处于平衡状态; ③Qc>K,反应向逆反应方向进行。
(2)KW、Ka、Kb、Ksp、Kh之间的关系
①一元弱酸一元强碱盐:Kh=KW/Ka; ②一元强酸一元弱碱盐:Kh=KW/Kb;
③多元弱碱一元强酸盐,如氯化铁:Fe +3H2O
说明:(1)化学平衡常数是其他平衡常数的基础,“三段式”是有效解答有关
平衡计算的“万能钥匙”。
(2)除以上四大平衡常数外,还有:水解平衡常数[如 N H 4 +H2O
+ c(NH3 H2O) c(H ) H ,Kh= ] 、配位平衡常数 { 如 Ag +2NH3·H2O c(NH4 ) +
NH3·H2O+ + Ag(NH3 ) 2 2Fe2++
2H2O,K=
c (Ag ) c 2 (NH 3 H 2O)
c Ag ( NH ) 3 2
}、氧化还原平衡常数[如 2Fe3++2I-
c2 (Fe2+ ) c(I2 ) I2,K= 2 3+ ]等。 2 c (Fe ) c (I )