水溶液中的平衡常数共23页
溶液水解的电离平衡常数
溶液水解的电离平衡常数溶液中的水解反应是一种重要的化学反应，它涉及物质在水中的离解和离子间的平衡。
在这个过程中，溶液中的化学物质会发生电离，产生离子，并与水分子发生反应。
这种反应的平衡特征可以通过电离平衡常数来描述。
电离平衡常数(Kw)是描述水在特定温度下电离的平衡特征的物理量。
在纯净水中，水分子会自发地发生电离反应，生成氢离子(H+)和氢氧离子(OH-)。
电离平衡常数可以用下式表示：Kw = [H+][OH-]其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度，[OH-]表示溶液中的氢氧离子浓度。
Kw的值取决于温度，对于25摄氏度的水，Kw的值约为1.0×10^-14。
这意味着在25摄氏度下，纯水中[H+]和[OH-]的浓度分别为1.0×10^-7摩尔/升。
溶液中的电离平衡常数也可以用来描述酸碱性。
在酸性溶液中，[H+]浓度高于[OH-]浓度；在碱性溶液中，[H+]浓度低于[OH-]浓度。
当[H+]和[OH-]的浓度相等时，溶液呈中性。
根据电离平衡常数的定义，当[H+]和[OH-]的浓度相等时，Kw的值为1.0×10^-14，这对应于中性溶液。
在一些特殊的情况下，溶液中的电离平衡常数可以被用来计算其他物化性质。
例如，溶液的pH值可以通过[H+]的浓度来计算，pOH 值可以通过[OH-]的浓度来计算。
pH和pOH值是用来衡量酸碱性的常用指标。
pH和pOH值的和等于14，这是因为pH和pOH是用负对数来表示[H+]和[OH-]浓度的。
根据电离平衡常数的定义，当[H+]和[OH-]的浓度相等时，pH和pOH的值都为7，对应于中性溶液。
电离平衡常数在化学和生物化学研究中具有重要的应用。
通过测量溶液中的[H+]或[OH-]浓度，可以确定溶液的酸碱性。
通过控制溶液中的[H+]或[OH-]浓度，可以调节溶液的酸碱性。
此外，许多化学反应的速率也受溶液的酸碱性影响，通过调节溶液的酸碱性可以控制反应的速率。
化学平衡常数PPT
增加A 的量
特点
可逆反应
A的转化率
B的转化率
减小 增大 不变
减小
增大
a+b＞c+d 按原比例同时 增加A、B的 物质的量 a+b=c+d a+b＜c+d
增大
不变 减小
平衡常数的数学表达式 KC =
1、书写平衡常数关系式的规则
①纯固体和纯液体，稀溶液中的水参加反应时，
不引入平衡平衡常数表达式，因为它们的浓度是 固定不变的.
例1、CaCO3(s)
例2、Fe(OH)3(s)
CaO(s)+CO2(g)
Fe3+(aq)+3OH-(aq)
注: 稀溶液中进行的有水参加的反应，水的浓 度也固定不变，不必写在平衡关系式中， 例3：CO32-+H2O HCO3-+OH例4：H2O H++ OH-
2、平衡常数K的意义
(1)平衡常数K仅与温度有关，与浓度、压强、催化 剂等均无关，由K随温度的变化可推断正反应是吸热 反应还是放热。 例如：不同温度时，反应:H2(g)+I2(g) 的浓度平衡常数与温度的关系如下： 温度 浓度平衡常数 623K 66 .9 698K 54.4
△
2HI(g),
763K 45.9
化学平衡常数 及其应用
【考纲要求】
(1)理解化学平衡常数的含义并能进行简单计算 (2)了解化学平衡常数在水溶液离子平衡中的常见应 用。
一、化学平衡常数(符号为K)
定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，
生成物平衡浓度的幂之积与反应物平衡浓度的幂之积的比 值是一个常数，这个常数称是该反应的化学平衡常数(简 称平衡常数)，用符号K表示。 表达式： mA (g)+nB(g) pC(g)+qD(g) [C]p ·[D]q [A]m· [B]n
高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用2025年高考化学一轮复习
高考题型突破7水溶液中四大平衡常数的综合应用要点归纳1．四大平衡常数的比较常数符号适用体系影响因素表达式水的离子积常数K w任意水溶液温度升高K w增大K w＝c(OH－)·c(H＋)电离常数酸K a弱酸溶液升温，K增大HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)碱K b弱碱溶液BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)盐的水解常数K h盐溶液升温，K h增大A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)溶度积常数K sp难溶电解质溶液升温，大多数K sp增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)提醒：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，也可能变小；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。
2．四大平衡常数的关系(1)一元弱酸一元强碱盐：K h＝K w/K a。
(2)多元弱酸一元强碱盐(如Na2CO3)：K h1＝K w/K a2K h2＝K w/K a1。
(3)一元强酸一元弱碱盐：K h＝K w/K b。
(4)多元弱碱一元强酸盐，如氯化铁：Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。
将K3w＝c3(H＋)·c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)·c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝K3w/K sp。
3．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向(2)如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离平衡常数为c(NH＋4)·c(OH－) c(NH3·H2O)，此值不变，故c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大。
高考化学复习：水溶液中四大平衡常数的综合应用
二、利用电离常数判断化学反应进行的方向 2．部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25 ℃) Ka＝1.77×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
下列选项错误的是_______a_d______(填字母)。 a．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO2－3 b．2HCOOH＋CO23－===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．XZ线上任意点均有pH＝7
返回
解析：任何水溶液中都有Kw＝c(H＋)·c(OH－)，因此两条曲线间任一点均 有此关系，A项正确；XZ线上任意点溶液呈中性，M区域在XZ上方均有c(H ＋)<c(OH－)，B项正确；T1时Kw小于T2时Kw，则T1<T2，C项正确；XZ线上任 意点溶液呈中性，但只有当c(H＋)＝10－7 mol·L－1时pH＝7，D项错误。
_6_.0_×_1_0_－__3mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1 时，溶液中的 c(SO23－ )/c(HSO－ 3 )＝ __0_._6_2___。 (2)联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离的平衡
常数值为_8_.7_×__1_0_－_7(已知：N2H4＋H＋
√B．将表中三种物质与水混合，加热、灼烧，最终的固体产物相同
C．除去粗盐中含有的MgCl2杂质，最佳除杂试剂为Na2CO3溶液
D．
用石
灰水处理含有Mg2＋
和HCO
－ 3
的硬水，发生反应的离子方程式为
化学复习：有关水溶液中平衡常数关系计算
因而该比值减小。
5.高铁酸钾(K2FeO4)是一种优良的水处理剂。25 ℃时， 其水溶液中加酸或碱改变溶液的pH时，含铁粒子的物 质的量分数δ(X)随pH的变化如图，已知δ(X)＝nnFXe 。 (1)由B点数据可知，FeO4的第一步电离常数Ka1＝ __4_.0_×__1_0_－_4_。
B 点 pH＝4，δ(HFeO－ 4 )＝0.8，则 δ(H2FeO4)＝0.2，由于溶液体积相同，则ccHH2FFeeOO－ 44 ＝00..82＝4.0，则 H2FeO4 的第一步电离常数 Ka1＝cHcFHeO2F－ 4 e·Oc4H＋＝4.0×10－4。
化热精点讲学复习：有关水溶液中平衡常数关系计算
1.水解常数与电离常数、水的离子积之间的关系 常温下，H2S的电离常数为Ka1、Ka2，推导Na2S溶液中S2－水解常数Kh1、Kh2与Ka1、 Ka2的关系。 答案 (1)S2－＋H2O HS－＋OH－
Kh1＝cHSc－S·c2－O H－＝cHSc－S·c2－H·＋ cH·c＋O H－＝KKaw2。 (2)HS－＋H2O H2S＋OH－ Kh2＝cH2cSH·cS－OH－＝cH2cSH·cS－O·Hc－H·＋cH＋＝KKaw1。
2.水解常数与溶度积、水的离子积之间的关系 常温下推导Cu2＋的水解常数与溶度积、水的离子积之间的关系。
答案 Cu2＋＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋ Kh＝cc2CHu2＋＋＝cc2CHu2＋＋··cc22OOHH－－＝Ksp[CKu2wOH2]。
3.平衡常数与电离常数、溶度积之间的关系 (1)以反应CuS(s)＋2Ag＋(aq) Cu2＋(aq)＋Ag2S(s)为例，推导沉淀转化的平衡常数K。 答案 K＝cc2CAug2＋＋＝cc2CAug2＋＋··ccSS22－－＝KKssppACgu2SS。
水解平衡常数
水解平衡常数水解平衡常数是描述水中离子化学平衡的重要参数之一。
它是在水中一个物质的水解反应中，影响反应的平衡位置的度量。
水解平衡常数通常用K_h表示，在化学反应中，K_h的值可以帮助我们了解水解反应的方向和程度。
水的离子化反应水是一种极性分子，容易发生离子化反应。
在水中，自身的电负性使得水分子可以发生自解离反应，形成氢离子（H+）和氢氧离子（OH-）。
这个过程可以用以下方程式表示：H2O ↔ H^+ + OH^-反应中产生的氢离子和氢氧离子会与其他溶质发生反应，形成不同的化合物。
而水解平衡常数描述了这种反应的达到平衡时，产物和反应物的浓度之比。
水解平衡常数的计算水解平衡常数K_h的计算可以根据水解反应的平衡状态方程式。
对于一般的水解反应：M+A- + H2O ↔ M^+(aq) + AH(aq)水解平衡常数K_h可根据以下的平衡常数表达式计算：K_h = [M^+(aq)][AH^-(aq)] / [M+A-]式中的[M^+(aq)], [AH^-(aq)], [M+A-] 分别代表水解产生的离子和最初原有的化合物的浓度。
水解平衡常数与溶解度积水解平衡常数和溶解度积是密切相关的两个概念。
溶解度积是指溶液中一种化合物溶解所达到的平衡状态下，可溶度的乘积。
而水解平衡常数则是水中化合物水解反应的平衡常数，两者之间有一定的关联性。
在一些情况下，水解平衡常数和溶解度积可以通过一些关系表达式相互转化。
应用领域水解平衡常数在生物化学、环境化学和材料化学等领域有着广泛的应用。
在研究酶反应、金属离子与水溶液中其他物质的相互作用等方面，水解平衡常数都扮演着关键的角色。
通过水解平衡常数的计算和控制，可以更好地了解化学反应过程和提高反应效率。
结论水解平衡常数是描述水解反应平衡状态的重要参数，其大小和方向可以直接影响化学反应的进行。
在化学研究和工业生产中，水解平衡常数的分析和控制具有重要意义。
通过对水解平衡常数的了解和计算，可以更好地指导和优化相关的化学反应过程，推动科学技术的发展和应用。
水溶液中的化学平衡
和 都是平衡常数，表示了弱酸、弱碱解离出离子趋势的大小，K值
越大，表示解离的趋势越大。一般把 小于10-2的酸，称为弱酸；碱也可 以按着 值的大小分类。 （2）酸碱的强弱 可用解离平衡常数来表示酸和碱的强度。一些酸从强 到弱的排列顺序是
HAc在H2O中有
4.1.2弱电解质的解离平衡
Ac-。用c0表示醋酸溶液的起始浓度，用c(H+)、c(Ac-)和c(HAc)分别表示 H+、Ac-和HAc的平衡浓度，则有c(H+)= c(Ac-)·c(HAc)=c0- c(H+)。
4.1.2弱电解质的解离平衡
将各平衡浓度代入式（4-1）中，有：
Kaθ
c(H )2 c0 c(H )
（4-2）
4.1.1 酸碱理论
2. 酸碱的质子理论
由丹麦的布朗斯特和英国的劳莱提出并定义了酸与碱：酸碱质子理论将能 给出质子的分子或离子定义为酸；能接受质子的分子或离子定义为碱。 酸和碱之间的关系是：
满足上述关系的一对酸和碱互为共轭酸碱。 例如：醋酸CH3COOH
其中HAc是Ac-的共轭酸，而Ac-是HAc的共轭碱。 酸越强，它的共轭碱就越弱；酸越弱，它的共轭碱就越强。
当c0不是很小，而α不是很大时。弱酸弱碱溶液的解离度与其浓度的
平方根成反比，与其解离常数的平方根成正比。这一关系称为稀释定律。 平衡常数 和 不随浓度变化，但作为转化百分数的解离度α，
却随起始浓度的变化而变化，只有在浓度相同的条件下，才能用解离度的
大小来比较电解质的相对强弱。起始浓度c0越小，解离度α值越大。
由瑞典化学家阿伦尼乌斯提出并定义了酸与碱：电解质在水溶液中能 电离生成阴、阳离子。酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子都是H+离子 的化合物；而碱是指在水溶液中电离时产生的阴离子都是OH-离子的化合 物。即，能电离出H+是酸的特征，能电离出OH-是碱的特征，酸碱的中和 反应生成盐和水。又根据强、弱电解质的概念，将在水中全部电离的酸或 碱，称为强酸和强碱；在水中部分电离的酸或碱，称为弱酸和弱碱。
热点强化28有关水溶液中平衡常数的计算与应用-2025年高考化学总复习(人教版)配套课件
(2)25 ℃，H2FeO4＋H＋⥫⥬H3FeO＋ 4 的平衡常数 K___<_____(填“>”“<”或 “＝”)100。
(2)结合图像可知，c(H2FeO4)＝c(H3FeO＋4 )时，溶液的 pH<2，c(H＋)>
0.01
mol·L-1 ， 则
H2FeO4
＋
H
＋
⥫⥬H3FeO
＋ 4
的
平
衡
常
数
容器中加入0.2 mol NO和0.1 mol Cl2，10 min时反应(Ⅱ)达到平衡。测得 10 min 内 V(NOCl) ＝ 7.5×10-3 mol·L-1·min-1 ， 则 平 衡 后 n(Cl2) ＝ ____2_.5_×__1_0_-_2_____mol ， NO 的 转 化 率 α1 ＝ __7_5_%____ 。 其 他 条 件 保 持 不 变 ， 反 应 (Ⅱ) 在 恒 压 条 件 下 进 行 ， 平 衡 时 NO 的 转 化 率 α2____>____( 填 “>”“<”或“＝”)α1，平衡常数K2__不__变____(填“增大”“减小”或“不 变”)。若要使K2减小，可采取的措施是____升__高__温__度______。
3．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：Fe3+(aq)＋3H2O(l)⥫⥬Fe(OH)3(s)
＋ 3H ＋ (aq)
Kh ＝ c3(H ＋ )/c(Fe3+) 。 将
5．研究氮氧化物与悬浮在大气中海盐粒子的相互作用时，涉及如下反 应： 2NO2(g)＋NaCl(s)⥫⥬NaNO3(s)＋NOCl(g) K1 ΔH1<0(Ⅰ)； 2NO(g)＋Cl2(g)⥫⥬2NOCl(g) K2 ΔH2<0(Ⅱ)。
水的化学平衡常数
水的化学平衡常数全文共四篇示例，供读者参考第一篇示例：水是地球上最重要的溶剂之一，其在自然界中起着至关重要的作用。
在水的化学平衡中，有一个重要的参数叫作水的离子积常数，它标志着水在溶解其他物质时的离子浓度平衡。
水的离子积常数与水的pH值息息相关，是化学平衡反应中的关键参数。
我们来了解一下水的离子积常数。
水的离子积常数(Kw)是指在25摄氏度下，水自离子化产生的氢离子和氢氧根离子的浓度之积所得的一个常数。
其表达式是Kw = [H+][OH-]，其中[H+]代表氢离子浓度，[OH-]代表氢氧根离子浓度。
根据离子积常数的定义，对于纯净水来说，[H+] = [OH-]，因此Kw = [H+]² = [OH-]² = 1.0×10^-14。
水的离子积常数是一个固定的值，不受溶质浓度的影响。
这也意味着，在水溶液中，氢、氢氧根离子的浓度总是满足Kw的值。
在酸碱中，当溶液的[H+]和[OH-]浓度不等时，酸碱反应会发生，使两者浓度重新达到Kw的值，保持化学平衡。
水的离子积常数对于理解水的性质和化学反应至关重要。
根据Kw 的定义可以计算出水的离子浓度。
在25摄氏度下，纯净水的[H+]和[OH-]都是1.0×10^-7mol/L。
这也意味着，水的pH值和pOH值都是7，是中性的。
如果溶液中[H+]和[OH-]的浓度不等，可以根据Kw 的值计算出平衡浓度，从而确定溶液的酸碱性质。
水的离子积常数还可以用于计算溶液中酸碱度的变化。
在酸碱中，当添加酸或碱时，溶液中的[H+]和[OH-]浓度会发生变化，但最终会重新达到Kw的值，保持平衡。
利用Kw的值可以计算出添加酸碱后的溶液pH值和pOH值，帮助我们了解溶液的化学特性。
水的离子积常数是水的化学平衡中的重要参数，它与水的pH值密切相关，反映了水的离子浓度平衡。
通过这一常数，我们可以更好地理解水的性质和化学反应，帮助我们预测和控制溶液中的酸碱度变化。
化学管理--水溶液中的四大平衡PPT(73张)
pHpKa1
2. 弱酸的电离平衡
(1).一元弱酸的电离平衡
电例
HAc == H+ + Ac-
离 平衡时 aHAc
aH+
aAc-
常 数
Ka(HA)c aHa H aAAcc
对于弱电解质的稀溶液，离子间的相互作用
较小，可取活度系数为1。设HAc初始浓度为c0， 则平衡 时：
盐类的水解
盐溶解在水中得到的溶液可能是中性的，也可能是酸性 或碱性的，这和盐的性质有关： 强酸强碱盐：如NaCl，其水溶液显中性； 强酸弱碱盐：如NH4Cl，FeCl3等，其水溶液显酸性； 弱酸强碱盐：如NaAc，Na2CO3等，其水溶液显碱性； 弱酸弱碱盐：如NH4Ac，NH4CN等，其水溶液可能显中 性、酸性甚至碱性，这取决于弱酸弱碱的相对强弱；
K w [H ][O]H cH cOH
室温下，KwΘ=1.0×10-14
(2).水溶液的pH值
IUPAC规定：溶液的pH值定义为H+离子 活度的负对数。
pH lgaH pH lgcH
酸性溶液 cH+ > cOH-； pH < 7 < pOH 中性溶液 cH+ = cOH-； pH = 7 = pOH 碱性溶液 cH+ < cOH-； pH > 7 > pOH
电 表示弱电解质的电离程度 (α)
离 度
α = 已电离的电解质浓度 ×100%
电解质的原始浓度
弱电解质AmDn的电离反应：
AmDn == mAn+ + nDm- K a a
mn An Dm
AmDn
KccA m cn A mc D D n nm
水溶液中的平衡常数
Kw=c(H+)·c(OH-)
Ksp=c(Mg2+)·c2(OH-)
CH3COOH
CH3COO- +H+
+
CH3COO -+H2O
CH3COOH +OH
-
-
Ka=
K=
南昌一中
C(CH3COO -) ·C(H
C(CH3COOH)
++
-14
;
Al（OH）3 酸式Ka =6.3×10-13
+ H+ Kh=
KW Kb = 5.6×10 10
-
,
H2O
-
NH3.H2O
+NH4+ + H2O
CH3COO
CH3COOH+ NH3.H2O
Al（OH）3+ NH3.H2O Kh =
，
AlO2 - +NH4+ +2 H2O Kh=
南昌一中 朱强国
离子方程式。
南昌一中 朱强国
水溶液中的平衡常数
小结篇
南昌一中 朱强国
水溶液中的平衡常数
平衡常数 的表达式 、影响因 素、意义 。
南昌一中 朱强国
平衡常数 的计算， 利用图表 、数据等 信息进行 计算。
利用平衡 常数，解 决溶液中 离子问题, 形成思路 方法。
水溶液中的平衡常数
0.1 mol/L的H2C2O4溶液中H2C2O4、HC2O4-、C2O42三者中所占物质的量分数（分布系数）随pH变化的 关系如图所示
南昌一中 朱强国
化学基本理论：水溶液中“三大常数”的对比探讨(十四)-精品文档
易错警示
1．不要将沉淀溶解平衡误认为电离平衡。如BaSO4(s) Ba2＋(aq)＋SO4 2+(aq)
是溶解平衡，而不是电离平衡，因为BaSO4是强电解质。
3．一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中，水的离子积常数 KW＝ c(H＋ )· c(OH－ )均不变，水电离出的c(H＋ )H2O＝ c(OH－)H2O， KW只与温 度有关，只有在25 ℃时，KW＝1×10－14。
④盐的水解常数Kh与Kw、Ka之间的关系
考点二：沉淀溶解平衡常数
①公式：对于沉淀溶解平衡：MmNn(s)== mMn+(aq)+nNm-(aq)。固体纯物质不 列入平衡常数。上述反应的平衡常数为：Ksp=[c(Mn+)]m[c(Nm-)]n，符号为Ksp
②影响因素：在一定的温度下，它是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积， 它只受温度影响，不受溶液中物质浓度的影响。
1==0.8
（3）查图，pH＝4.0，c(F－)＝1.6×10－3 mol· L－1，而溶液中的c(Ca2＋)＝ 2.0×10－4 mol· L－1，c2(F－)×c(Ca2＋)＝5.12×10－10>Ksp(CaF2)＝1.5×10－10，此 时有少量沉淀产生。
方法技巧
1. 沉淀溶解平衡图像解题策略
真题体验
【解析】本题属于基本概念与理论的考查，落点在水解与电离平衡、物料守恒
和电荷守恒、离子浓度大小比较。图线变化隐含pH的实质。
A．pM 、pc(CO32－)与pH一样，图线中数值越大，实际浓度越小。因此， MgCO3、CaCO3、MnCO3 的Ksp依次减小。
【点评】
2.（2019·上海化学·19改编）部分弱酸的电离平衡常数如下表：
高中化学水溶液中平衡常数的应用
可知该溶液呈碱性。 2.77 1020 1014 ，
列出质子守恒表达式，计算溶液的 pH：
c(H ) c(H2PO4 ) 2c(H3PO4 ) c(PO43 ) c(OH )
H3PO4 是 HPO42-两步水解的产物，其浓度也可以忽略，所以表达式中仅仅是代入的 K 不同：
A- +H2O
HA+OH-
c HA c OH- c HA c H + c OH - K w Kh = = Ka c A- c A- c H+
同理：MCl 溶液
M- +H2O
MOH+H+
Kh
Kw Kb
4. 溶度积 Ksp 例： MmAn (s) 本文用到的电离常数： 物质 Ki H2O Kw=1.0× 10
-14
mM n + (aq)+ nA m(aq)
H3PO4 K1=7.6× 10 K2=6.3× 10-8 K3=4.4× 10-13 Mn(OH)2 4.0× 10 2.5× 10
-14 -3
Ksp =[c Mn + ]m [c Am ]n
H2CO3 K1=4.2× 10-7 K2=5.6× 10-11 HClO K=3.0× 10-8
H2S K1=1.3× 10-7 K2=7.1× 10-15
本文中用到的溶度积： 难溶物 Ksp 难溶物 Ksp MnS 2.0× 10 2.5× 10
-15
HgS 4.0× 10
-53
Hg(OH)2 4.2× 10-22 Fe(OH)2 8.0× 10-16
CdCO3
-14
Cd(OH)2
人教课标版 水溶液中的平衡PPT
【激活考点】电离平衡常数 1.概念： 在一定条件下，弱电解质的电离达到平 衡时，溶液中电离所产生的各种离子浓度的乘 积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数， 叫做电离平衡常数。 c( A ) c( B ) K= ) 2.表示方法： AB c( AB A++B 3.K的意义： K值越大，表示该电解质较易电离， 对应的弱酸、弱碱较强。 温度，越热越电离。 4.影响K的因素：
5.多元弱酸的电离:是分步进行的，K1>K2>K3......
【高考真题解析】
例1. （08山东理综，29） (3）碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常 温常压下，空气中的CO2，溶于水达到平衡时， 溶液的pH=5.6，c(H2CO3）=l.5×10-5mol· L-1。 若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则 H2CO3 HCO3－+H+的平衡常数 -7mol· -1 4.2 × 10 L K1= 。（已知： 10-5.60=2.5×10-6)
第一课时
【回忆与思考】
1.水溶液中存在哪些化学平衡？ 2.这些平衡有什么异同点？
研究 对象 弱电 解质 的电 离平 衡 弱酸弱 碱的电 离平衡
影响 因素 一、内因 + 以 H R 、 弱酸 HmR m H +Hm-1R 二、外因 R(OH) 为 m 弱碱 m ++mOHR(OH) R 温度 例m
改编4：某二元弱酸H2A，按下式发生一级 和二级电离：H2A H++HA-、Ka1=…… HAH++A2- Ka2=.......， .......，求……溶 液的pH.
改编5：…… 改编6：…… ……
【开天辟地】 请有兴趣的同学出一个有关弱电解质的电 离平衡、水的电离平衡的题目。 要求： 1.题型不限，可以和别的内容综合。 2. 要紧扣大纲内容。 3. 不能太简单，也不能一味追求难度。 4.不需要花费很多时间，可以回忆以前 做过的题目做一个综合组合。
水溶液中的平衡常数共25页
高中化学水溶液中的三大平衡及其常数计算课件
二轮微课
4．“四大常数”比较
表达式
影响因素
(1)对于一元弱酸 HA：HA H＋＋A－，
电离常数 Ka＝cHc＋H·cAA－
电离常数(Ka
(2)对于一元弱碱 BOH：
或 Kb)
BOH
B＋＋OH－，电离常数
只与温度有关，升高温度， K 值增大
Kb＝cBc＋B·cOHOH－
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二轮微课
水的离子 积(Kw) 溶度积 (Ksp)
3.沉淀溶解平衡及应用 (1)沉淀生成：除去 CuCl2 溶液中的 FeCl3，可调节 pH＝3～4，使 Fe3＋转化 为___F_e_(_O_H__)3___沉淀而除去。 (2)沉淀溶解：向浓的 NH4Cl 溶液中加入 Mg(OH)2，现象为_M_g_(_O__H_)_2_逐__渐__溶__解_， 其反应方程式为__2_N__H_4_C_l_＋__M__g_(O__H_)_2=_=_=__M_g_C__l2_＋__2_N_H__3·_H__2O____。 (3)沉淀转化：向 MgCl2 溶液中加入少量 NaOH 溶液，然后再加入 FeCl3 溶 液，现象为先生成_白__色__沉__淀___，然后_灰__绿__色__沉__淀____又转化为_红__褐__色__沉__淀__。有 关离子方程式为__M__g_2＋_＋__2_O__H_－_=_=_=_M__g_(_O_H__)2_↓___，___3_M__g_(O__H_)_2_(s_)_＋__2_F_e_3＋_______, ___2_F_e_(_O_H__)3_(_s)_＋__3_M__g_2＋________。
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说明 (1)明确各种平衡常数表达式。 (2)平衡常数都只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。升高 温度，Ka、Kb、KW、Kh 均增大。 (3)Ka、Kh、KW 三者的关系式为 Kh＝KKWa ；Kb、Kh、KW 三者的关 系式为 Kh＝KKWb 。