高三化学四大平衡常数专题
高三化学四大平衡常数专题
在高中化学的学习中，平衡常数是一个重要的概念，尤其是在高三阶段，化学平衡是一个被广泛研究的领域，涉及到各种不同类型的平衡，其中包括四大平衡常数，分别是离子积常数、酸解离常数、碱解离常数和溶解度积常数。
接下来，本文将详细介绍这四个平衡的概念以及计算方法。
离子积常数
离子积常数是指物质在水溶液中分解产生的离子浓度与摩尔浓度之积之比，通常用Kw表示。
在常温常压下，水的离子积常数为
1.0x10^-14。
当溶液中的酸或碱浓度变化时，水的离子积常数也随之发生变化。
例如，当酸浓度增加时，溶液中的[H+]浓度增加，[OH-]浓度下降，水的离子积常数也随之更改。
酸解离常数
酸解离常数是指酸在水溶液中分解成离子的浓度之比，通常用Ka 表示。
具有较强的酸性的物质，其Ka值较大，反之则较小。
例如，HCl的Ka值大约是1.0x10^6，而苯甲酸的Ka值只有1.5x10^-5，表明苯甲酸的酸性比HCl要弱。
碱解离常数
碱解离常数是指碱在水溶液中分解成离子的浓度之比，通常用Kb 表示。
与酸解离常数相似，具有较强碱性的物质，其Kb值较大，反之则较小。
溶解度积常数
溶解度积常数是指物质在水中溶解达到饱和时，其溶解度所产生的离子浓度的乘积，通常用Ksp表示。
溶解度积常数用于描述物质在水中的溶解度情况。
举个例子，AgCl的Ksp值为1.77x10^-10，表示在水中饱和时，Ag+和Cl-离子的浓度乘积为1.77x10^-10。
总结：
高三化学学习中，四大平衡常数都扮演着重要的角色。
离子积常
数是水中[H+]和[OH-]离子的乘积，酸度和碱度的大小可以通过对酸解离常数和碱解离常数的比较来确定。
溶解度积常数则是描述溶解物质在水中的溶解情况所必需的。
学生应该清楚这些平衡的概念及其计算方法。
平衡常数
高考热点—四大平衡常数自从新课程引人平衡常数以后，化学平衡常数、电离平衡常数、溶度积常数以及水的离子积常数等四大平衡常数就成为高考的热点，倍受命题者的青睐.一、化学平衡常数1.概念:对于一定温度下的可逆反应，无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，生成物浓度的幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数即该反应的化学平衡常数.用符号K表示. 2.书写: (l)同一化学反应，可以用不同的化学反应式来表示，每个化学方程式都有自己的平衡常数关系式及相应的平衡常数. (2)稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中. (3)非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，此时水的浓度不可视为常数，必须表示在平衡关系式中. (的若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于分步平衡常数之乘积(商). 3.注意点(l)化学平衡常数K只与温度有关;固体或纯液体的浓度看作“1”，不代人公式. (2)化学平衡常数表示可逆反应进行的程度.K值越大，表示反应进行得越完全;K值越小，表示反应进行得越不完全. (3)反应的平衡常数是指某一指定的反应，若反应方向改变，则K改变.若反...... (专题8·化学平衡常数解题策略化学平衡常数与化学平衡及其影响因素的关系是高考命题的趋势之一。
化学平衡常数的引入，对判断化学平衡移动方向带来了科学的依据。
平衡常数是表征反应限度的一个确定的定量关系，是反应限度的最根本的表现。
平衡常数的使用，从定量的角度解决了平衡的移动。
一、化学平衡常数在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始，无论反应混合物的起始浓度是多少，当反应达到平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，反应混合物中各组成成分的含量保持不变，即各物质的浓度保持不变。
生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比是常数，这个常数叫化学平衡常数，用K表示。
化学平衡常数的计算公式为：对于可逆反应：mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）二、化学平衡常数意义1、化学平衡常数K表示可逆反应进行的程度。
高三化学【四大平衡常数及转化率】
高三化学四大平衡常数及转化率一、电离平衡常数(K a、K b)二、水解平衡常数(K h)【习题】1、(1)常温下，将a mol·L－1CH3COONa溶于水配成溶液，向其中滴加等体积的b mol·L－1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常数K a＝________。
(2)在一定条件下，可用甲醇与CO反应生成醋酸消除CO污染。
常温下，将a mol·L－1的CH3COOH与b mol·L－1Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数K a＝________(用含a和b的代数式表示)。
2、(1)已知25 ℃时，NH3·H2O的电离平衡常数K b＝1.8×10－5mol·L－1，该温度下1 mol·L－1的NH4Cl溶液中c(H＋)＝________ mol·L－1。
(已知 5.56≈2.36)(2)常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)。
试计算溶液中c SO2－3c HSO－3＝________。
(常温下H2SO3的电离平衡常数K a1＝1.0×10－2，K a2＝6.0×10－8)3、已知：25℃时某些弱酸的电离平衡常数。
下面图像表示常温下稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时、溶液pH随加水量的变化，下列说法正确的是（）CH3COOH HClO H2CO3K a=1.8×10-3Ka=3.0×10-8K a1=4.1×10-7 K a2=5.6×10-11A. 相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中,各离子浓度的大小关系是c(Na+)>c(ClO-)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)B. 向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-C. 图像中a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度D. 图像中a、c两点处的溶液中相等(HR代表CH3COOH或HClO)三、水的离子积常数1、题型特点常考点:(1)计算温度高于室温时的K W;(2)利用K W的大小比较温度的高低;(3)利用K W=c(H+)·c(OH-)进行c(H+)与c(OH-)的相互换算;(4)溶液pH、水电离的c(H+)或c(OH-)的计算。
高中化学四大平衡知识点总结
高中化学四大平衡知识点总结一、化学平衡的基本概念化学平衡是指反应物和生成物之间的反应速率相等时达到的状态。
在平衡态下，反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行，只是前后反应速率相等而已。
二、平衡常数及其计算平衡常数（K）是在特定条件下，在平衡态时各种物质的浓度的乘积的比值。
对于一般反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数（Kc）的表达式为：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别代表反应物A、B和生成物C、D的浓度。
计算平衡常数的方法：1. 已知反应物和生成物的浓度，直接代入表达式计算；2. 已知平衡态下各种物质的浓度，可根据反应方程式得出表达式；3. 已知反应物和生成物的摩尔数，可以根据摩尔比关系计算。
三、平衡常数的意义和计算结果的判断平衡常数的大小反映了反应体系的平衡位置，当平衡常数（K）大于1时，说明生成物的浓度较大；当K小于1时，说明反应物浓度较大。
当K接近于1时，说明反应物与生成物的浓度相差不大。
根据平衡常数计算结果的判断：1. 如果K >> 1，则可以认为反应向右进行，生成物浓度较大；2. 如果K <<1，则可以认为反应向左进行，反应物浓度较大；3. 如果K ≈1，则可以认为反应体系处于动态平衡状态，反应物与生成物的浓度相差不大。
四、影响平衡的因素及其调节1.温度的影响温度变化会改变反应物和生成物的浓度，从而影响平衡常数。
根据Le Chatelier原理，当温度升高，平衡常数K变大；当温度降低，平衡常数K变小。
此外，温度对平衡态的影响还取决于反应是否吸热或放热。
2.浓度的影响改变反应物或生成物的浓度可以改变平衡常数K的大小。
增加任一物质的浓度将促使反应往反应物一侧移动，使K减小；反之，如果减小某物质的浓度，则使K增大。
根据这个原理，可以通过改变物质的浓度来促使反应朝着我们所需的方向进行。
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。
高三复习四大平衡常数.ppt
（1式）为对K于=3Fce4((sH)2＋)/c44H(H2O2O(g) )
Fe3O4(s)＋4H2(g)，化学平衡常数的表达
（2）用Zn还原SiCl4的反应如下：756℃～907℃，
SiCl4(g)+2Zn(l)
Si(S)+2ZnCl2(g) △H2＜0
此反应的平衡常数表达式K= c(ZnCl2 )2
0
变 0.5 mol/l
0.25 mol/l
K=1014
平 0.5 mol/l
0.25 mol/l
练一练
(2015黄岗模拟)已知：2NO(g)+2CO(g)
N2(g)+2CO2(g) 。请回答下列问题：
对于气相反应，用某组分B的平衡分压p(B)
代替平衡时物质B的物质的量浓度c(B)也可
表示平衡常数，则该反应的平衡常数KP表
平衡时物质B的物质的量浓度c(B)也可表示平衡常数.用平衡分压
P代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。
Kp==0.07(MPa)-1
Ⅲ Ka或Kb的计算
20 mL 0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液，pH=3， 请算出K值
K=10 -5
Ⅳ KSP的计算
(2016·洛阳模拟)在t ℃时，Ag2CrO4在水中 的沉淀溶解平衡曲线如图所示。求在t ℃时， Ag2CrO4的Ksp为
(2)室温下，初始浓度为1mol/l
Na2CrO4I溶液中的c(Cr2O72-)随c(H+)的 变化如图所示，已知溶液中的转化反应
的离子方程式为
2CrO42- +2H+
H2O+ Cr2O72-
②根据A点数据，计算出该转化反应的
高中化学四大平衡常数专业知识讲座
(1)该反应是否处于平衡状态______(填“是”或 “否”)， (2)反应向________进行？（填“正向”或“逆 向”）
（2014浙江）27．煤炭燃烧过程中会释放出大量的 S本O文2档，所严提供重的破信息坏仅生当供之参态处考环，之请用境联，系不。能本采作人为或用科网一学站依删定据除的，。请脱勿硫模仿技。术文档可如有以不 把硫元素以CaSO4的形式固定，从而降低SO2的排放。 但是煤炭燃烧过程中产生的CO又会与CaSO4发生化学 反应，降低脱硫效率。相关反应的热化学方程式如
K'
cp(C)cq( D) cm( A)cn(B)
则：
QC ＜K ，V正 ＞ V逆，反应向 正方向 进行
QC ＝K ，V正＝ V逆，反应向 平衡 进行
QC ＞K ，V正 ＜ V逆，反应处于 逆方向 状态
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如果方程式之间相加得到新的方程式则：K之间相乘 如果方程式之间相减得到新的方程式则：K之间相除 如果新方程是旧方程式的逆反应则：它的K为原来方程 式K的倒数 如果方程式的系数变化n则K变化Kn
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高炉炼铁中发当生之的处，基请联本系反本人应或如网站下删除: 。 Fe O(s)+CO(g) △ Fe(s)+CO2(g)
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 。
高考化学复习四大平衡常数的综合应用PPT
高 考 化 学 复 习四大 平衡常 数的综 合应用 ppt【公 开课课 件】
草酸―N―加a―2C热―O3→
75%酒精 ――→
过滤 ――→
草酸钠晶体
①75%酒精的作用是________________________________。
(3)①Kh(CN－)＝1.61×10－5，由此可求出 Ka(HCN)＝6.2×10－10， 故 CN－的水解能力强于 HCN 的电离能力，由于盐与酸的总浓度 相等，故 CN－水解产生的 c(OH－)大于 HCN 电离生成的 c(H＋)， 混合溶液显碱性，c(CN－)<c(HCN)。②当溶液显中性时，由电荷 守恒得 c(K＋)＝c(CN－)＋c(Cl－)，由物料守恒得 c(HCN)＝c(K＋)－ c(CN－)＝c(Cl－)＝0.5c mol·L－1，由 CN－＋H2O HCN＋OH－得 Kh＝c（OHc（－）C·Nc（－）HCN）＝1.00×.3110－－70×.50c.5c＝1.61×10－5，解得 c＝0.616 2。 答案：(1)2.36×10－5 (2)向右 60 (3)①碱 < c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋) ②0.616 2
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7.小说开篇包含了丰富的信息，让我 们大概 了解了 李老师 的基本 情况， 包括身 体情况 、工作 情况、 经济状 况和他 同孩子 们之间 的关系
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8．美国国家太空协会是一个致力于创 建太空 文明的 民间非 营利组 织，由 国家太 空研究 所和拉 格朗日 点协会 发展而 来。
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9．虽然火星的自然环境十分恶劣，但 未来对 火星进 行改造 以及人 类在火 星建造 基地， 这些都 有可能 成为现 实。
高考化学复习四大平衡常数的综合应用实用课件
四大平衡常数之间的关系(实例) 已知：H2S 的电离常数为 Ka1、Ka2；CdS 的溶度积常数为 Ksp。 ①常温下，Na2S 溶液中，S2－的水解常数为 Kh1，HS－的水解常 数为 Kh2，则 Kh1＝Kw/Ka2，Kh2＝Kw/Ka1； ②反应 CdS(s)＋2H＋(aq) Cd2＋(ad)＋H2S(aq)的平衡常数为 K，则 K＝Ksp/(Ka1·Ka2)。
平衡关系式(实例) 及平衡常数表 符号 适用体系
达式
CH3COO－＋H2O
盐的水解 平衡常数
Kh
弱离子的 盐溶液
CH3COOH＋OH－ Kh＝c（CHc3（COCOHH3C）O·Oc（－）OH－）
溶度积常
数
Ksp
难溶电 解质
Mg(OH)2(s) Mg2＋(aq)＋2OH－ (aq) Ksp[Mg(OH)2]＝ c(Mg2＋)·c2(OH－)
专题9 水溶液中的离子反应与平衡
突破 17 四大平衡 常数的综合应用
1．四大平衡常数
符号
水的离子
积常数
Kw
弱电解质电 离平衡常数
Ka 或 Kb
平衡关系式(实例) 及 适用体系
平衡常数表达式
任意水 溶液
弱酸或弱 碱溶液
H2O H＋＋OH－ Kw＝c(H＋)·c(OH－)
HF H＋＋F－ Ka＝c（Hc＋（）H·cF（）F－）
解析：(1)Kh＝c（H＋）c（·cN（HN4＋H）3·H2O）＝KKwb，
c(H＋)≈c(NH3·H2O)，而 c(NH＋ 4 )≈1 mol·L－1。
所以 c(H＋)＝ Kh＝
10－14 1.8×10－5
mol·L－1≈2.36×10－5 mol·L－1。
高中化学复习专题：四大平衡常数的重要应用
专题讲座四大平衡常数的重要应用四大平衡常数是指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常数及难溶电解质的溶度积常数,这部分知识为新课标的热考内容,在高考题中出现频繁.该类试题常与生产、生活、环境及新技术的应用相联系,信息量大,思维容量高.侧重考查考生阅读相关材料,把握和提炼关键信息或数形结合等综合分析能力,数据处理及计算能力、知识的迁移应用能力.项目化学平衡常数(K) 电离平衡常数(K a、K b)水的离子积常数(K W)难溶电解质的溶度积常数(K sp)概念在一定温度下,当一个可逆反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数,这个常数就是该反应的化学平衡常数.在一定条件下弱电解质达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度的乘积之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数.水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积.在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之积为常数.表达对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－,电K W＝c(OHM m A n的饱和溶式p C(g)＋q D(g),在一定温度下达到平衡时：K＝c p（C）·c q（D）c m（A）·c n（B）.离常数K a＝c（H＋）·c（A－）c（HA）；(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－,电离常数K b＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）.－)·c(H＋)液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)影响因素只与温度有关只与温度有关,升温,K值增大只与温度有关,温度升高,K W增大只与难溶电解质的性质和温度有关一、化学平衡常数4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c (H ＋)或c (OH－)的计算.对策 K W 只与温度有关,升高温度,K W 增大；在稀溶液中,c (H＋)·c (OH －)＝K W ,其中c (H ＋)、c (OH －)是溶液中的H ＋、OH －浓度；水电离出的H ＋数目与OH －数目相等.四、难溶电解质的溶度积常数常考题型 1.溶解度与K sp 的相关转化与比较；2.沉淀先后的计算与判断；3.沉淀转化相关计算；4.金属沉淀完全的pH 及沉淀分离的相关计算；5.与其他平衡(如氧化还原平衡、配位平衡)综合的计算；6.数形结合的相关计算等.对策 应用K sp 数值大小比较物质的溶解度大小时,一定是在组成上属于同一类型的难溶电解质才能进行比较,否则,不能比较；在判断沉淀的生成或转化时,把离子浓度数值代入K sp 表达式,若数值大于K sp ,沉淀可生成或转化为相应难溶物质；利用K sp 可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数.【例1】 利用“化学蒸气转移法”制备TaS 2晶体,发生反应：TaS 2(s)＋2I 2(g)TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0.该反应的平衡常数表达式K ＝________________,若K ＝1,向某恒容容器中加入1 mol I 2(g)和足量TaS 2(s),试求I 2(g)的平衡转化率(列式计算).解析：平衡常数表达式为K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）,设容器体积为1 L ,生成TaI 4的物质的量为x ,则TaS 2(s)＋2I 2(g) TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0起始（mol·L －1）1 0 0 变化（mol·L －1）2x x x 平衡（mol·L －1）1－2x x x K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）＝x 2（1－2x ）2＝1,x ＝13,I 2的转化率为13×2÷1×100%≈66.7%.答案：c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）见解析 【例2】 已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,现向10 mL 浓度为0.1 mol·L －1的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中( )A ．水的电离程度始终增大B.c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）先增大再减小 C ．c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和始终保持不变D ．当加入氨水的体积为10 mL 时,c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)解析：酸碱均抑制水的电离,向CH 3COOH 溶液中滴加氨水,水的电离程度先增大,当恰好完全反应后,再滴加氨水,水的电离程度减小,A 错误；因为氨水的电离常数K b ＝c （OH －）·c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝c （H ＋）·c （OH －）·c （NH ＋4）c （H ＋）·c （NH 3·H 2O ）,所以c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝K b ·c （H ＋）K W ,因为温度不变K b 、K W 不变,随氨水的加入c (H ＋)减小,c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）不断减小,B 错误；加入氨水,体积变大,c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和变小,C 错误；当加入氨水的体积为10 mL 时,氨水与CH 3COOH 恰好反应,CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,故CH 3COO －和NH＋4的水解程度相同,溶液呈中性,由电荷守恒可得c(NH＋4)＝c(CH3COO－),D 正确.答案：D【例3】下图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系,下列判断错误的是()A．两条曲线间任意点均有c(H＋)×c(OH－)＝K WB．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C．图中T1＜T2D．XZ线上任意点均有pH＝7解析：水的离子积常数表达式为：K W＝c(H＋)·c(OH－),适用于水及稀的水溶液,A项正确；观察题中图示,XZ线表示溶液呈中性,c(H＋)＝c(OH－),M区域溶液呈碱性,c(OH－)>c(H＋),B项正确；H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq)ΔH>0,升高温度平衡正向移动,图中Z点K W＝10－6.5×10－6.5＝10－13大于X点的K W＝10－7×10－7＝10－14,所以T2>T1,C项正确；XZ线上任意点表示溶液呈中性,由于各点温度不同,但pH不一定为7,D项错误.答案：D【例4】(2016·常州模拟)已知25 ℃时,K a(HF)＝6.0×10－4,K sp(MgF2)＝5.0×10－11.现向1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1 MgCl2溶液.下列说法中正确的是()A．25 ℃时,0.1 mol·L－1溶液中pH＝1B．0.2 mol·L－1 MgCl2溶液中离子浓度关系为2c(Mg2＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)C．2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq),该反应的平衡常数K＝1.2×107D．该反应体系中有MgF2沉淀生成解析：A项,HF是弱酸,25 ℃时,0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＞1,错误；B 项,MgCl2属于强酸弱碱盐,离子浓度关系为2c(Mg2＋)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－),错误,C项,2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq),该反应的平衡常数K＝K2a（HF）K sp（MgF2）＝7.2×103,错误；D项,该反应体系中c(Mg2＋)·c2(F－)＞K sp(MgF2),有MgF2沉淀生成,正确.答案：D1．化学平衡常数(K)、弱酸的电离平衡常数(K a)、难溶物的溶度积常数(K sp)是判断物质性质或变化的重要的平衡常数.下列关于这些常数的说法中,正确的是()A．平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关B．当温度升高时,弱酸的电离平衡常数K a变小C．K sp(AgCl) > K sp(AgI),由此可以判断AgCl(s) ＋I－(aq)===AgI(s)＋Cl－(aq)能够发生D．K a(HCN) < K a(CH3COOH) ,说明物质的量浓度相同时,氢氰酸的酸性比醋酸强解析：平衡常数的大小与温度有关,A不正确；电离是吸热的,加热促进电离,电离常数增大,B不正确；酸的电离常数越大,酸性越强,D不正确.答案：C2．已知常温下反应,①NH3＋H＋NH＋4(平衡常数为K1),②Ag＋(aq)＋Cl－(aq)AgCl(s)(平衡常数为K2),③Ag＋＋2NH3[Ag(NH3)2]＋(平衡常数为K3).①、②、③的平衡常数关系为K1>K3>K2,据此所做的以下推测合理的是() A．氯化银不溶于氨水B．银氨溶液中加入少量氯化钠有白色沉淀C．银氨溶液中加入盐酸有白色沉淀D．银氨溶液可在酸性条件下稳定存在解析：因为K3>K2,所以Ag＋与NH3的络合能力大于Ag＋与Cl－之间的沉淀能力,AgCl溶于氨水,A、B错误；由于K1>K3,所以在Ag(NH3)＋2Ag＋＋2NH3中加入HCl,有H＋＋NH3NH＋4,致使平衡右移,c(Ag＋)增大,Ag＋＋Cl－===AgCl↓,D错误,C正确.答案：C3．T℃时,将6 mol A和8 mol B充入2 L密闭容器中,发生反应：A(g)＋3B(g)C(g)＋D(g),容器中B的物质的量随时间变化如图中实线所示.图中虚线表示仅改变某一反应条件时,H2的物质的量随时间的变化.下列说法正确的是()A．从反应开始至a点时A的反应速率为1 mol·L－1·min－1B．若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温,则该反应的ΔH＞0C．曲线Ⅱ对应的条件改变是增大压强D．T℃时,该反应的化学平衡常数为0.125解析：由图象可知,反应开始至a点时v(B)＝1 mol·L－1·min－1,则v(A)＝1 3mol·L－1·min－1,A项错误；曲线Ⅰ相对于实线先达到平衡,但B的转化率减小,则该反应ΔH＜0,B项错误；曲线Ⅱ相对于实线先达到平衡,B的转化率增大.若增大压强,平衡右移,B的转化率增大,C项正确；根据b点的数据计算可知：T℃时,该反应的化学平衡常数为0.5,D项错误.答案：C4．部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOH HCN H2CO3A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO2－3B．2HCOOH＋CO2－3===2HCOO－＋H2O＋CO2↑C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者解析：根据电离平衡常数,HCN的电离程度介于H2CO3的一级电离和二级电离之间,因此A中反应错误,应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO－3.HCOOH 的电离程度大于H2CO3的一级电离,因此B正确.等pH的HCOOH和HCN,HCN 溶液的浓度大,中和等体积、等pH的HCOOH和HCN,后者消耗NaOH的量大,C正确.在HCOONa和NaCN中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－),c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－).等浓度的HCOONa和NaCN溶液,NaCN水解程度大,溶液中OH－浓度大,H＋浓度小.根据电荷守恒,两溶液中离子总浓度为2[c(Na＋)＋c(H＋)],而Na＋浓度相同,H＋浓度后者小,因此等体积、等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者,D正确.答案：A5．已知：25 ℃时,K sp(MgCO3)＝6.8×10－6,K sp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11,下列说法正确的是()A．25 ℃时,饱和MgCO3溶液与饱和Mg(OH)2溶液相比,前者c(Mg2＋)小B．25 ℃时,在MgCO3的悬浊液中加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)增大C．25 ℃时,MgCO3固体在0.01 mol·L－1醋酸溶液中的K sp比在0.01 mol·L－1醋酸钠溶液中的K sp小D．25 ℃时,在Mg(OH)2悬浊液中加入Na2CO3溶液后,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3解析：K sp小的对应离子浓度小,A错误；MgCO3悬浊液是过饱和了,加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)不变,B错误；K sp只受温度影响,温度不变K sp不变,C错误,根据K sp,Mg(OH)2比MgCO3更难溶,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3,D正确.答案：D6．运用化学反应原理研究卤族元素的性质具有重要意义.(1)下列关于氯水的叙述正确的是________(填写符号).a．氯水中存在两种电离平衡b．向氯水中通入SO2,其漂白性增强c．向氯水中通入氯气,c（H＋）c（ClO－）减小d．加水稀释氯水,溶液中的所有离子浓度均减小e．加水稀释氯水,水的电离平衡向正反应方向移动f．向氯水中加入少量固体NaOH,可能有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)(2)常温下,已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数：写出84______________________________________________________.(3)电解饱和食盐水可得到溶质为M的碱溶液,常温下将浓度为c1的M溶液与0.1 mol·L－1的一元酸HA等体积混合,所得溶液pH＝7,则c1____0.1 mol·L－1(填“≥”“＝”或“≤”),溶液中离子浓度的大小关系为________________________________.若将上述“0.1 mol·L－1的一元酸HA”改为“pH＝1的一元酸HA”,所得溶液pH仍为7,则c1________0.1 mol·L－1.(4)牙釉质对牙齿起着保护作用,其主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH],研究证实氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]比它更能抵抗酸的侵蚀,故含氟牙膏已使全世界千百万人较少龋齿,请写出羟基磷灰石的溶度积常数表达式K sp ＝__________________________,氟离子与之反应转化的离子方程式为_____________________________________________________.解析：(1)氯水中存在次氯酸的电离和水的电离两种平衡；向氯水中通入SO 2,二者反应生成硫酸和盐酸,其漂白性减弱；当氯水饱和时再通氯气,c （H ＋）c （ClO －）不变,若氯水不饱和再通氯气,酸性增强会抑制次氯酸的电离,故比值增大；加水稀释氯水,溶液中的OH －浓度增大；加水稀释氯水,酸性减弱,对水的电离抑制作用减弱,故水的电离平衡向正反应方向移动；向氯水中加入少量固体NaOH ,当溶液呈中性时,根据电荷守恒可推导出：c (Na ＋)＝c (Cl －)＋c (ClO －).(2)由于次氯酸的酸性介于碳酸的两级电离常数之间,因此84消毒液露置在空气中与二氧化碳反应只能生成碳酸氢钠.(3)当HA 为强酸时二者浓度相等,为弱酸时由于生成的盐因水解显碱性,则酸要稍过量.离子浓度大小比较时可根据电荷守衡进行推导.(4)沉淀转化的实质是由难溶的物质转化为更难溶的物质.答案：(1)aef (2)ClO －＋CO 2＋H 2O===HClO ＋HCO －3 2HClO=====光照2H ＋＋2Cl －＋O 2↑(3)≤ c (Na ＋)＝c (A －)>c (OH －)＝c (H ＋) ≥(4)c 5(Ca 2＋)·c 3(PO 3－4)·c (OH －) Ca 5(PO 4)3OH ＋F －===Ca 5(PO 4)3F ＋OH －7．弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡.Ⅰ.已知H 2A 在水中存在以下平衡：H 2AH ＋＋HA －,HA －H ＋＋A 2－.(1)相同浓度下,NaHA 溶液的pH________(填“大于”“小于”或“等于”)Na 2A 溶液的pH.(2)某温度下,若向0.1 mol·L －1的NaHA 溶液中逐滴滴加0.1 mol·L －1 KOH 溶液至溶液呈中性.此时该混合溶液中下列关系中,一定正确的是________.a ．c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14b ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)c ．c (Na ＋)＞c (K ＋)d ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝0.05 mol·L －1(3)已知常温下H 2A 的钙盐(CaA)饱和溶液中存在以下平衡： CaA(s)Ca 2＋(aq)＋A 2－(aq) ΔH ＞0.①降低温度时,K sp ________(填“增大”“减小”或“不变”).②滴加少量浓盐酸,c (Ca 2＋)________(填“增大”“减小”或“不变”).Ⅱ.含有Cr 2O 2－7的废水毒性较大,某工厂废水中含5.00×10－3 mol ·L－1的Cr 2O 2－7.为使废水能达标排放,做如下处理：Cr 2O 2－7――→绿矾H ＋Cr 3＋、Fe 3＋――→石灰水Cr(OH)3、Fe(OH)3(1)该废水中加入绿矾(FeSO 4·7H 2O)和稀硫酸,发生反应的离子方程式为______________________________________________________________________.(2)欲使10 L 该废水中的Cr 2O 2－7完全转化为Cr 3＋,理论上需要加入________gFeSO 4·7H 2O.(3)若处理后的废水中残留的c (Fe 3＋)＝2×10－13 mol ·L －1,试求残留的Cr 3＋的浓度(已知：K sp [Fe(OH)3]＝4.0×10－38,K sp [Cr(OH)3]＝6.0×10－31).解析：Ⅰ.(1)由“越弱越水解”可知,酸性H 2A>HA －,则NaHA 溶液的碱性弱于Na 2A 溶液.(2)温度不确定,所以c (H ＋)·c (OH －)不一定为1×10－14；由电荷守恒可知中,c (H ＋)＋c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)＋c (OH －),由于溶液呈中性,则c (H ＋)＝c (OH －),c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－).若两溶液的体积相同,则是最终溶液为Na2A,呈碱性,所以KOH溶液的体积相对小,等浓度的情况下,必然c(Na＋)＞c(K＋),c(Na＋)＋c(K＋)也不可能等于0.05 mol·L－1.(3)CaA(s)Ca2＋(aq)＋A2－(aq)ΔH＞0,降低温度,平衡左移,K sp减小；滴加少量浓盐酸,A2－被消耗,平衡右移,c(Ca2＋)增大.Ⅱ.(1)酸性条件下,Cr2O2－7有强氧化性、Fe2＋有还原性,两者发生氧化还原反应方程式为Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O.(2)m(FeSO4·7H2O)＝n(Fe2＋)·M(FeSO4·7H2O)＝6n(Cr2O2－7)·M(FeSO4·7H2O)＝6×5×10－3 mol·L－1×10 L×278 g·mol－1＝83.4 g.(3)c(Fe3＋)＝2×10－3 mol·L－1K sp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝4.0×10－38则c3(OH－)＝2×10－25 mol·L－1又K sp[Cr(OH)3]＝c(Cr3＋)·c3(OH－)＝6.0×10－31解得：c(Cr3＋)＝3×10－6 mol·L－1.答案：Ⅰ.(1)小于(2)bc(3)①减小②增大Ⅱ.(1)Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O(2)83.4 g(3)3×10－6 mol·L－1(详情见解析)8．(2016·武汉模拟)已知K、K a、K b、K W、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、弱碱的电离平衡常数、水的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数.(1)有关上述常数的说法正确的是________.a．它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度b．它们的大小都随温度的升高而增大c．常温下,CH3COOH在水中的K a大于在饱和CH3COONa溶液中的K ad．一定温度下,在CH3COONa溶液中,K W＝K a·K h(2)25 ℃时,将a mol ·L －1的氨水与0.01 mol·L －1的盐酸等体积混合所得溶液中c (NH ＋4 )＝c (Cl －),则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a 的代数式表示NH 3·H 2O 的电离平衡常数K b ＝________________.(3)25 ℃时,H 2SO 3HSO －3＋H ＋的电离常数K a ＝1×10－2mol ·L －1,则该温度下pH ＝3、c (HSO －3)＝0.1 mol·L －1的NaHSO 3溶液中c (H 2SO 3)＝________. (4)高炉炼铁中发生的反应有FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO 2(g) ΔH <0.该反应的平衡常数表达式K ＝________；已知1 100 ℃时,K ＝0.25,则平衡时CO 的转化率为________；在该温度下,若测得高炉中c (CO 2)＝0.020 mol·L －1,c (CO)＝0.1 mol·L －1,则此时反应速率是v (正)________(填“>”“<”或“＝”)v (逆).(5)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的K sp 分别为8.0×10－38、1.0×10－11,向浓度均为0.1 mol ·L －1的FeCl 3、MgCl 2的混合溶液中加入碱液,要使Fe 3＋完全沉淀而Mg 2＋不沉淀,应该调节溶液pH 的范围是____________(已知lg2≈0.3).解析：(1)对于正反应为放热反应的化学平衡,升高温度,平衡逆向移动,平衡常数减小,b 选项错误；温度不变,CH 3COOH 的电离平衡常数不变,c 选项错误.(2)根据电荷守恒得c (H ＋)＋c (NH ＋4)＝c (Cl －)＋c (OH －),因为c (NH ＋4)＝c (Cl －),所以c (H ＋)＝c (OH －),故溶液显中性.K b ＝c （NH ＋4）·c （OH －）c （NH 3·H 2O ）＝12×0.01×10－7a 2－12×0.01＝10－9a －0.01. (3)由K a ＝c （H ＋）·c （HSO －3）c （H 2SO 3）,代入数据得c (H 2SO 3)＝0.01 mol·L －1. (4)根据方程式可得K ＝c （CO 2）c （CO ）；设开始时c (CO)＝x mol ·L －1,平衡时c (CO 2)＝y mol ·L －1,则y x －y＝0.25,得x ＝5y ,则平衡时CO 的转化率为y x ＝y 5y ＝20%；Q c ＝c （CO 2）c （CO ）＝0.020.1＝0.20<0.25,故v (正)>v (逆).(5)K sp [Fe(OH)3]＝c (Fe 3＋)·c 3(OH －),Fe 3＋完全沉淀时c 3(OH －)＝8×10－3810－5,得c (OH －)＝2.0×10－11mol ·L －1,pH ＝3.3,Mg(OH)2开始沉淀时c 2(OH －)＝1.0×10－110.1＝1.0×10－10,得c (OH －)＝1×10－5mol ·L －1,pH ＝9,调节pH 范围为3.3～9.答案：(1)ad (2)中 10－9a －0.01(3)0.01 mol·L －1(4)c （CO 2）c （CO ） 20%> (5)3.3～9。
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