高中化学五个平衡对比(化学平衡,电离平衡,水的电离平衡,水解平衡,溶解平衡)

广东省惠东县高考化学一轮复习第八章水溶液中的离子平衡“四大平衡”课件.pptx

可逆的
研究
溶液中的包括强碱弱酸盐、溶液中的难溶
化学反
对象
弱电解质强酸弱碱盐及弱电解质
应
酸弱碱盐
溶液中的氯化
工业合醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、
举例
银、硫酸钡、
成氨氨水等醋酸铵等
氢氧化铁等
3
2．产生原因及影响因素不同中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的因素也不完全相同．
(1)化学平衡可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下，反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、压强、反应物及生成物的浓度等．
16
2．元素(原子团)守恒
电解质溶液中的某些元素或原子团存在“守恒关系”，
如NH4Cl溶液中存在氮元素守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH
＋
4
)
＝c(Cl－)．这种守恒思想的合理利用往往可以使解题化难
为易．
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3．质子守恒电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变，称为质子守恒．如在NaHS溶液中，存在NaHS的电离和水解及H2O的电离，其质子转移情况可作如下分析：
在一温度下达到平衡时，K＝ccmpCA··ccqnDB.
(2)平衡转化率
对于一般的化学反应：aA＋b
cC＋dD，达到平衡时
反应物A的转化率为：α(A)＝
A的初始浓度－A的平衡浓度 A的初始浓度
×100%＝c0Ac0－AcA×100%.

化学平衡与化学平衡常数

－)，因为
c(NH
＋
4
)
＝c(Cl－)，所以 c(OH －)＝c(H＋)，故溶液显中性． Kb＝
c?cN?HNH＋ 4 ?3··cH?O2OH?－?，c(NH＋4 )＝c(Cl－)＝0.005 mol·L－1，c(OH －)＝c(H＋)
＝10－7
mol·L
－1.c(NH
3·H
2O)
＝a2－c(NH
＋
2－ 4
，计算出
c(Ag＋)＝1.6×10－4
mol·L －1，所
以Ag2CrO 4的溶解程度更大，可以作指示剂．由 Ksp可知，
当滴定相同体积的硝酸银时， I－沉淀最多，剩余最小，所
以a、b、c分别表示 I－、Br －及Cl－.
C项中c(Br－)＝Ksp(AgBr)/ c(Ag＋)，同理c(Cl－)＝ Ksp(AgCl)/ c(Ag＋)，溶液中c(Ag＋)一定，c(Br－)/c(Cl－)＝ Ksp(AgBr)/ Ksp(AgCl)，C正确．D项中当I－的pX＝13时，c(I－) ＝10－13 mol·L－1，则c(Ag＋)＝8.3×10－4 mol·L－1. 答案：D
2．化学平衡常数K的数值大小是衡量化学反应进行程度的
标志，在常温下，下列反应的平衡常数的数值如下：
2NO(g)
N2(g)＋O2(g) K1＝1×1030
2H2(g)＋O2(g)
2H2O(g) K2＝2×1081
2CO2(g)
ห้องสมุดไป่ตู้
2CO(g)＋O2(g) K3＝4×10－92
以下说法正确的是
()
A．常温下，NO分解产生O2的反应的平衡常数表达式为 K1＝
专题六化学平衡与化学平衡常数

五大平衡常数的比较和应用

五大平衡常数的比较和应用五大平衡常数是指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水解平衡常数及难溶电解质的溶度积常数，这部分知识为新课标中的新增内容，在高考题中频繁出现，特别是化学平衡常数及溶度积常数的应用更是考试的热点内容。

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)水解平衡常数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，电离形成的各种离子的浓度的幂之积与溶液中未电离的分子的浓度的比值是一个常数，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＋)的乘积水解平衡也是一种化学平衡，其平衡常数即水解常数在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一常数表达式对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，在一定温度下达到平衡时：K＝错误!(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，平衡常数K a＝错误!；(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，平衡常数K b＝错误!K w＝c(OH－)·c(H＋)如NaA溶液中，A－(aq)＋H2O(l)HA(aq)＋OH－(aq) K h＝错误!＝K w/K aM m A n的饱和溶液：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增大温度(升温，K h增大)只与难溶物的种类和温度有关一、化学平衡常数常考题型(1)求解平衡常数；(2)由平衡常数计算初始(或平衡)浓度；(3)计算转化率(或产率)；(4)应用平衡常数K判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)注意事项从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe2O3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO2(g)。

快速突破溶液中的“四大平衡”

｛高考高参｝快速突破溶液中的“四大平衡”●安徽安庆望江县第二中学　江已舒安徽省滁州二中高中部　王叶梅（一）四大平衡相同点1.都有可逆性。

所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上，这四种平衡分别对应着一种可逆变化。

2.都可以用勒夏特列原理来解释。

当只改变体系中的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

（二）四大平衡不同点（三）对比表格，正确理解平衡之别1.以AgCl （s＋（aq ）＋Cl －（aq ） ΔH>0为例，2.四大平衡常数的比较（一）弱电解质的电离平衡考向1：溶液的酸碱性及pH 的计算【典例1】将pH ＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为（　）A.9B.10C.11D.12【答案】C【解析】将pH ＝1的盐酸加适量水，pH 升高了1，说明所加的水的体积是原溶液体积的9倍；另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液后，pH 升高了1，则有10-1×1-10-1·x =10-2·（1+x ），解得x =9—11，则加入的9—=11∶1。

广义的化学平衡包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡以及狭义的化学平衡。

这四种平衡被称为四大化学平衡。

四大化学平衡是中学化学知识结构的核心内容之一，而有关这些平衡的试题在近几年的高考中出现的频率较高，逐渐成为高考的热点，考生在复习时需要给予足够的重视。

本文将对水溶液中的四大平衡进行类比分析和解读。

一、分析平衡，理清关系　二、把握命题考向，掌握解题金钥匙　｛高考高参｝考向2：电离平衡常数的计算和应用【典例2】下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（　）A. NH 3·H 2O 的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性B.c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)是个常数C.氨水促进了水的电离D.c (NH 4+) + c (H +)=c (NH 3·H 2O) + c (OH -)【答案】B【解析】溶液在任何情况下均呈电中性，A 项错误；设NH 3·H 2O 的电离常数为K b ，则K b =c (NH 4+)·c (OH -)———————c (NH 3·H 2O)，而K W =c (H +)·c (OH -)，两式相比得K b⸺K W =c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)，因为K b 、K W 为常数，故c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)为常数，B 项正确；NH 3·H 2O 电离出OH -，抑制了水的电离，C 项错误；根据溶液中的电4+) + c (H +)=c (OH -)，D项错误。

2019版高考化学第一轮复习第八单元水溶液中的离子平衡高考热点题型8 五大平衡常数的比较与应用

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1234
(2)已知25 ℃时Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,此温度下若在实验室中
配制5 mol·L-1 100 mL FeCl3溶液,为使配制过程中不出现浑浊现象,
则至少需要加入
mL 2 mol·L-1的盐酸(忽略加入盐酸体积
对离子浓度的影响)。
答案:(1)①��Wa 增大 ②Cd2+、Zn2+ (2)2.5
K=04.52××402.5=1 024;(2)依据盖斯定律可知③式=12×②式+12×①式,所
以
ΔH3=12ΔH2+12ΔH1,K3=(K1)12
1
×(K2)2;(3)首先写出
H2SO3
H++HSO3- 、HSO3- +H2O H2SO3+OH-、H2O OH-+H+,前面的两式相加即得第三式,所以 Ka×Kh=KW,所以 Ka=��Wh ;或用三个平衡常数
入 NaOH,溶液中 c(H+)减小,所以��((CCHH33��O��-��))的值变大。
答案:不变变大
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方法归纳对于浓度比值变化的判断,可以先写出有关平衡常数的表达式,然后找出条件改变时,比较容易判断浓度升高或降低的微粒,最后综合分析。
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1.(1)已知:
在 25 ℃时,H2O H++OH- KW=10-14
CH3COOH H++CH3COO- Ka=1.8×10-5
①醋酸钠水解的平衡常数Kh与KW、Ka的关系是Kh=

快速突破溶液中的“四大平衡”

快速突破溶液中的“四大平衡”●安徽安庆望江县第二中学　江已舒安徽省滁州二中高中部　王叶梅（一）四大平衡相同点1.都有可逆性。

所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上，这四种平衡分别对应着一种可逆变化。

2.都可以用勒夏特列原理来解释。

当只改变体系中的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

（二）四大平衡不同点（三）对比表格，正确理解平衡之别1.以AgCl （s＋（aq ）＋Cl －（aq ） ΔH>0为例，2.四大平衡常数的比较（一）弱电解质的电离平衡考向1：溶液的酸碱性及pH 的计算【典例1】将pH ＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为（　）A.9B.10C.11D.12【答案】C【解析】将pH ＝1的盐酸加适量水，pH 升高了1，说明所加的水的体积是原溶液体积的9倍；另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液后，pH 升高了1，则有10-1×1-10-1·x =10-2·（1+x ），解得x =9—11，则加入的9—=11∶1。

广义的化学平衡包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡以及狭义的化学平衡。

这四种平衡被称为四大化学平衡。

四大化学平衡是中学化学知识结构的核心内容之一，而有关这些平衡的试题在近几年的高考中出现的频率较高，逐渐成为高考的热点，考生在复习时需要给予足够的重视。

本文将对水溶液中的四大平衡进行类比分析和解读。

二、把握命题考向，掌握解题金钥匙　考向2：电离平衡常数的计算和应用【典例2】下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（　）A. NH 3·H 2O 的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性B.c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)是个常数C.氨水促进了水的电离D.c (NH 4+) + c (H +)=c (NH 3·H 2O) + c (OH -)【答案】B【解析】溶液在任何情况下均呈电中性，A 项错误；设NH 3·H 2O 的电离常数为K b ，则K b =c (NH 4+)·c (OH -)———————c (NH 3·H 2O)，而K W =c (H +)·c (OH -)，两式相比得K b⸺K W =c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)，因为K b 、K W 为常数，故c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)为常数，B 项正确；NH 3·H 2O 电离出OH -，抑制了水的电离，C 项错误；根据溶液中的电4+) + c (H +)=c (OH -)，D项错误。

中学化学中的“四大平衡”

(3)电离平衡常数电离平衡常数对于一元弱酸HA： ①对于一元弱酸：HA c(H＋)·c(A－) ( ( . c(HA) ( ) 对于一元弱酸BOH：BOH ②对于一元弱酸： c(OH－)·c(B－) ( ( K＝ . ＝ c(BOH) ( ) B＋＋OH－，平衡常数 H＋＋A－，平衡常数＝平衡常数K＝
注意：同一个反应中，反应物可以是多种，注意：同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其他反应物的转化率．以提高其他反应物的转化率．工业生产中常常提高廉价原料的比例，从而增大其他原料的利用率．价原料的比例，从而增大其他原料的利用率．
能够水解的盐类，能够水解的盐类，溶液中的包括强碱弱酸盐、包括强碱弱酸盐、溶液中的难溶弱电解质强酸弱碱盐及弱电解质酸弱碱盐
溶液中的氯化醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、工业合醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、硫酸钡、举例银、硫酸钡、成氨氨水等醋酸铵等氢氧化铁等
2．产生原因及影响因素不同．中学化学中的四种平衡产生的原因不同，中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的因素也不完全相同．因素也不完全相同． (1)化学平衡化学平衡可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到平衡前，正反应速率大于逆反应速率，平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种平衡状态”，这就是化学反应所能达到的限度同条件下同条件下，状态，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下，反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、反应物的转化率最大．影响这种平衡的因素有温度、压强、反应物及生成物的浓度等．压强、反应物及生成物的浓度等．

化学中的四大平衡

A的初始浓度－A的平衡浓度物 A 的转化率为： α(A) ＝ A的初始浓度 c0A－cA ×100%＝ ×100%。 c0A
助学园地
阅卷现场
注意同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其他反应物的转化率。工业生产中常常提高廉价原料的比例，从而增大其他原料的利用率。 (3)电离平衡常数
章末整合
一、四大平衡不同点的比较广义的化学平衡包括狭义的化学平衡、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡。这四个方面的平衡被称为四大化学平衡。四大平衡是中学化学知识结构的核心内容之一，起到了支点的作用。
助学园地
阅卷现场
1．研究对象不同平衡化学平衡类型研究可逆的化对象学反应工业合成氨电离平衡溶液中的弱电解质水解平衡沉淀－－－ 2. 酸式弱酸根离子如 HCO－、 HS 、 HSO 既不能与 OH 3 3
大量共存，又不能与 H 大量共存。
3. 有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存，如 Ba2＋、
－ 2－ Ca2＋、Mg2＋、Ag＋等不能与 SO2 、 CO 4 3 等大量共存。
能够水解溶液中的难的盐类溶电解质
举例
溶液中的氯碳酸钠、醋酸溶液、化银、硫酸氯化铁、氨水等钡、氢氧化醋酸铵等铁等
助学园地
阅卷现场
2.描述方法不同
(1)化学平衡常数对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一温
[cC]p· [cD]q 度下达到平衡时，K＝。 [cA]m· [cB]n (2)平衡转化率对于一般的化学反应：aA＋bB cC＋dD，达到平衡时反应
H＋＋OH－。水的电离程度大小是用离子积(KW)来表示的，

高中化学五个平衡对比(化学平衡,电离平衡,水的电离平衡,水解平衡,溶解平衡)

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化学平衡与化学平衡常数

五大平衡常数的比较和应用

快速突破溶液中的“四大平衡”

2019版高考化学第一轮复习 第八单元 水溶液中的离子平衡 高考热点题型8 五大平衡常数的比较与应用

快速突破溶液中的“四大平衡”

中学化学中的“四大平衡”

化学中的四大平衡

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2019版高考化学第一轮复习第八单元水溶液中的离子平衡高考热点题型8 五大平衡常数的比较与应用