几大平衡常数

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高中化学知识碎片03《五大平衡常数》

五大平衡常数专题平衡常数影响因素：所有平衡常数K 、K a 、K b 、K w 、K h 、K sp ，都只与温度和本身性一、化学平衡常数可逆反应达到平衡后的体系中，m A(g)＋n B(g)⇌p C(g)＋q D(g) 表达式 K ＝)B ()A ()D ()C (n m q p c c c c ⋅⋅①T 升高，K 增大，则正反应吸热；T 升高，K 减小，正反应放热。

②Q c <K ，反应向正方向进行； Q c =K ，反应刚好达到平衡； Q c >K ，反应向逆方向进行。

③同一个反应，正逆平衡常数乘积为1， K (正)·K (逆)=1 ④化学计量数均扩大n 倍或缩小为1n ，则K '=K n或K '=K 1n⑤几个不同的可逆反应，Ⅲ式=Ⅰ式+Ⅱ式，则K Ⅲ=K Ⅰ·K Ⅱ。

或Ⅲ式=Ⅰ式-Ⅱ式，则K Ⅲ=K IK II常考点:(1)化学平衡常数表达式; (2)化学平衡常数的计算;(3)由化学平衡常数计算初始浓度或平衡浓度; (4)计算反应物的平衡转化率或生成物的产率;(5)用化学平衡常数K 判断平衡移动的方向、反应的热效应等。

二、电离平衡常数弱酸的电离平衡中，HA ⇌H ＋＋A －表达式 K a ＝)HA ()A ()H (c c c —⋅+弱碱的电离平衡中，BOH ⇌B ＋＋OH －表达式 K b ＝)BOH ()OH ()B (c c c —⋅+①T 升高，K 增大；电离是吸热的；②K 越大，酸的酸性或碱的碱性相对越强；反之，K 越小，酸的酸性或碱的碱性相对越弱。

③多元酸的K a1>>K a2>>K a3。

主要考查点:(1)直接计算电离平衡常数、水解平衡常数;(2)由电离平衡常数、水解平衡常数推断弱酸、弱碱的相对强弱或浓度;(3)由K a 、K b 或K h 计算pH;(4)K a 、K b 、K h 、K W 之间的定量关系。

聚焦四大化学平衡常数

聚焦四大化学平衡常数作者：杨素平来源：《中学课程辅导·教师教育（上、下）》2017年第14期摘要：在《化学反应原理》中，我们学习了四个化学常数——化学平衡常数（K）、水的离子积常数（KW）、电离平衡常数（Ka或Kb）和溶度积常数（Ksp），它们有各自不同的定义、符号、表达式、意义和应用。

许多同学在使用时因概念理解不清而导致应用错误，下面我们一起来对其分析、比较，以求抛砖引玉。

关键词：化学；教学策略中图分类号：G633.8 文献标识码： A 文章编号：1992-7711（2017）14-046-010一、不同的概念1.可逆反应——化学平衡常数（K）在一定温度下，当一个可逆反应达到化学破平衡时，生成物的浓度幂（以其化学计量数为指数）之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫作该反应的化学平衡常数，用K 表示。

化学平衡常数的大小是可逆反应进行程度的标志。

一个反应的K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。

我们可以利用K值来判断反应是否平衡以及反应进行的方向。

如：可逆反应：I2（g）+H2（g） 2HI（g），在一定条件下达到平衡时，K=[HI]2[H2]·[I2].2.电解质溶液中——水的离子积常数（KW）水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，还适用于任何酸性或碱性稀溶液。

如：室温下H2O H++OH-，KW=[ H+]·[ OH-]=10-14mol2·L-23.弱电解质——电离平衡常数（Ka或Kb）在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时溶液中各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫作电离平衡常数，用K表示。

弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱Kb表示。

电离平衡常数是弱电解质的性质，是表示弱电解质电离程度的标志。

根据电离常数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势，Ka或Kb越大，电离程度越大。

6大平衡常数

6大平衡常数
6大平衡常数指的是在化学反应中常用的六个平衡常数，分别是酸解离常数（Ka）、碱解离常数（Kb）、水的离子积常数（Kw）、配位
化学中的形成常数（Kf）、反应物与产物浓度的比值（Kc）和气相反
应中压强的比值（Kp）。

1. 酸解离常数（Ka）：指的是酸在水中分解时产生带正电荷的离
子和水解产物的比值。

Ka越大，说明酸的离解越强，pKa值越小。

2. 碱解离常数（Kb）：指的是碱在水中分解时产生带负电荷的离
子和水解产物的比值。

Kb越大，说明碱的离解越强，pKb值越小。

3. 水的离子积常数（Kw）：指的是水分解为氢离子和氢氧离子的
反应常数。

Kw表征了水的弱酸性和弱碱性，其值随温度的变化而变化。

4. 配位化学中的形成常数（Kf）：指的是配位反应中配体与中心
离子形成配合物的反应常数。

Kf越大，说明配位反应越容易发生，配
合物越稳定。

5. 反应物与产物浓度的比值（Kc）：指的是反应物和产物的浓度
比值，可以表征一个化学反应的平衡状况。

6. 气相反应中压强的比值（Kp）：指的是气相反应中各组分的分
压比值，可以表征一个气相反应的平衡状况。

Kp与Kc之间存在一定的关系，因为气体分子的压强和浓度有一定的比例关系。

三大平衡常数

高三化学二轮复习—三大平衡常数1、理解化学平衡常数、电离平衡常数、溶度积的含义，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。

一、自主复习： 1、平衡常数表达式：对于可逆反应：a A(g)+ b B(g) c C(g)+d D(g)，其中a 、b 、c 、d 分别表示化学方程式中各反应物和生成物的化学计量数。

当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数表达式为：如CH 3COOH CH 3COO -+ H +，电离平衡常数。

Fe(OH)3(s) Fe 3+(aq )+ 3OH -(aq ), 溶度积常数。

2、平衡常数的意义：（1）化学平衡常数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；K 值越小，表示反应进行得越。

（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(碱)的酸(碱)性越，反之,则越。

（3）难溶电解质的K sp 的大小反映了难溶电解质在水中的溶解能力。

思考：根据下表的数据可以出什么结论？结论：Ksp 和S 均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质才有Ksp 越大S 越的结论。

3、平衡常数的影响因素：平衡常数只与有关。

若正反应是吸热反应，升高温度，K ；若正反应是放热反应，升高温度，K 。

二、平衡常数的应用1、利用K 值判断反应的热效应例1、现代炼锌的方法可分为火法和湿法两大类。

火法炼锌是将闪锌矿（主要含ZnS ）通过浮选、焙烧使它转化为氧化锌，再把氧化锌和焦炭混合，在鼓风炉中加热至1373-1573K ，使锌蒸馏出来。

主要反应为：①焙烧炉中：2ZnS+3O 2＝2ZnO+2SO 2 ②鼓风炉中：2C+O 2＝2CO ③鼓风炉中：ZnO （s ）+CO （g ） Zn(g)+CO 2（g ）⑴请写出反应③的平衡常数表达式K= ，⑵若在其它条件不变时，在鼓风炉中增大CO 的浓度，平衡将向移动，此时平衡常数（填“增大”、“减小”或“不变”）。

高中化学四大平衡常数

通过PH求出OH- 的浓度再代入溶度积表达式就可求出Cu2+ 的浓度。
4、水的离子积
①通过Kw的大小比较相关温度的高低 ②溶液中H+ OH- 浓度的相互换算 ③酸碱能水解的盐溶液中水电离的H+ OH- 的计算
（2013全国大纲卷）12、右图表示溶液中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－)＝Kw B.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－) C.图中T1＜T2 D.XZ线上任意点均有pH＝7
若正反应是放热反应,升高温度，K 减小。
即：△H>0 K与T成正比 △H<0 K与T成反比
利用K值可判断某状态是否处于平衡状态
如某温度下，可逆反应mA(g) + nB(g)
pC(g) + qD(g)
平衡常数为K，若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：
则：
c p ( C ) cq ( D ) K' m c ( A ) cn ( B )
C.14+ lg(
)
D.14+ lg( )
利用溶度积常数的表达式求出这一时刻 OH-的浓度，然后在利用水的离子积常数表达式求出H+的浓度从而求出PH 注意： OH- 的浓度带有平方
（２０１１新课标）（4）在0.10mol· L-1硫酸铜溶液中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色氢氧化铜沉淀生成，当溶液的pH=8时，c（Cu2+） =____________mol· L-1（Ksp[Cu（OH）2]=2.2×10-20）。
高炉炼铁中发生的基本反应如下: △ Fe O(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g) 已知1100℃， K=0.263 某时刻测得高炉中c(CO2)=0.025mol· L-1， c(CO)=0.1mol· L-1 ，在这种情况下

四大平衡常数之间的联系及其应用

2．下表是 25 ℃时某些弱酸的电离常数。
化学式 CH3COOH HClO
H2CO3
H2C2O4
Ka
Ka＝1.8× Ka＝3.0 Ka1＝4.1×10－7 Ka1＝5.9×10－2
10－5
×10－8 Ka2＝5.6×10－11 Ka2＝6.4×10－5
(1)H2C2O4 与含等物质的量的 KOH 的溶液反应后所得溶液呈酸性，
四大平衡常数之间的联系及其应用
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。各平衡常数的应用和计算是高考的热点和难点。要想掌握此点，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，就能势如破竹，水到渠成。
4．水的电离平衡曲线如右图所示。
(1)若以 A 点表示 25 ℃时水在电离平衡时的离子
浓度，当温度升到 100 ℃时，水的电离平衡状态到 B 点，则此时水的离子积从1_0_－_1_4增加到_1_0_－_1_2 。
(2)25 ℃时，在等体积的①pH＝0 的 H2SO4 溶液， ②0.05 mol·L－1 的 Ba(OH)2 溶液，③pH＝10 的 Na2S 溶液， ④pH＝5 的 NH4NO3 溶液中，发生电离的水的物质的量之比是 _1_∶__1_0_∶__1_0_10_∶__1_0_9____。
子方程式为 2CO32－＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO3－。
考法二水的离子积常数的应用与计算
3．右图表示水中 c(H＋)和 c(OH－)的关系，

专题39 四大平衡常数的专题KaKbKW、Kh、ksp

专题三十九平衡常数的专题K a/K b/K W、K h、k sp 【2018年高考考纲解读】了解四大平衡常数【重点、难点剖析】一、四大平衡常数的比较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＝c p C·c q Dc m A·c n B以一元弱酸HA为例：HA H＋＋A－，电离常数Ka＝c H＋·c A－c HA【高考题型示例】例1、（2018全国III卷）用0.100 mol·L-1 AgNO滴定50.0 mL 0.05003mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。

下列有关描述错误的是（）(AgCl)的数量级为10-10A．根据曲线数据计算可知KspB．曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=K(AgCl)spC．相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到aD．相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动【解析】A．选取横坐标为50mL的点，此时向50mL 0.05mol/L的Cl-溶液中，溶液，所以计算出此时溶液中过量的Ag+浓度为加入了50mL 0.1mol/L的AgNO30.025mol/L（按照银离子和氯离子1:1沉淀，同时不要忘记溶液体积变为原来(AgCl)约2倍），由图示得到此时Cl-约为1×10-8mol/L（实际稍小），所以KSP为0.025×10-8=2.5×10-10，所以其数量级为10-10，选项A正确。

(AgCl)极小，所以向溶液滴加硝酸银就会有沉淀析出，溶液一直是B．由于KSP氯化银的饱和溶液，所以c(Ag+)·c(Cl-)＝K(AgCl)，选项B正确。

SPC．滴定的过程是用硝酸银滴定氯离子，所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定，将50mL 0.05mol/L的Cl-溶液改为50mL 0.04mol/L的Cl-溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8倍，所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原来的0.8倍，因此应该由c点的25mL变为25×0.8=20mL，而a点对应的是15mL，选项C错误。

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。

高中化学知识碎片五大平衡常数

②Q c K ，反应向正方向进行；Q c =K ，反应刚好达到平衡； Q cK，反应向逆方向进行。

③同一个反应，正逆平衡常数乘积为1， K (正)·K (逆)=1 ④化学计量数均扩大n 倍或缩小为，则K '=K n或K '= ⑤几个不同的可逆反应，Ⅲ式=Ⅰ式+Ⅱ式，则K Ⅲ=K Ⅰ·K Ⅱ。

或Ⅲ式=Ⅰ式-Ⅱ式，则K Ⅲ=常考点:(1)化学平衡常数表达式; (2)化学平衡常数的计算;(3)由化学平衡常数计算初始浓度或平衡浓度; (4)计算反应物的平衡转化率或生成物的产率;(5)用化学平衡常数K 判断平衡移动的方向、反应的热效应等。

③多元酸的K a1>>K a2>>K a3。

三、水的离子积常数（1）纯水以及电解质水溶液中；H 2O ⇌H ++OH —或H 2O+H 2O ⇌H 3O ＋+OH —表达式K W ＝c (OH －)·c (H ＋) （2）拓展应用在液氨、H 2O 2、乙醇等的自偶电离平衡中。

四大平衡常数

四大平衡常数的相互关系及运算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值增大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值增大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值增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)2．四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－pHn＋1。

3．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动方向Q c与K的关系平衡移动方向溶解平衡Q c＞K逆向沉淀生成Q c＝K不移动饱和溶液Q c＜K正向不饱和溶液(2)判断离子浓度比值的大小变化如将NH3·H2O溶液加水稀释，c(OH－)减小，由于电离常数为c(NH＋4)·c(OH－)c(NH3·H2O)，此值不变，故c(NH＋4)c(NH3·H2O)的值增大。

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)＋H 2O(l) HA(aq)＋OH －(aq) K h ＝错误!＝K w /K a M 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13Fe 2O 3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO 2(g)。

高考化学试题中的五大平衡常数

高考化学试题中的五大常数一、考查化学平衡常数1. 考点精析(1)对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中个反应物和生成物的化学计量数。

当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡．．时的浓度,而不是其他时刻的。

据此可判断反应进行的程度：K值越大，正反应进行的程度越大，反应物的转换率越高；K值越小，正反应进行的程度越下，逆反应进行的程度越大，反应物的转换率越低。

(2)在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为“1”。

例如：Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定温度下，化学平衡常数。

(3)利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。

例如，在某温度下，可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常数为K。

，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：，叫该反应的浓度商。

则有以下结论：＜K，V(正)＞V(逆)，可逆反应向正反应方向进行；＝K，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态；＞K，V(正)＜V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。

(4)化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也相应的发生变化。

(5)当化学反应方程式的计量数一定时，化学平衡常数只与温度有关。

2．考题例析【例1】（2011福建高考题）25℃时，在含有Pb2＋、Sn2＋的某溶液中，加入过量金属锡(Sn)，发生反应：Sn(s)＋Pb2＋(aq)Sn2＋(aq)＋Pb(s)，体系中c(Pb2＋)和c(Sn2＋)变化关系如下图所示。

下列判断正确的是（）A ．往平衡体系中加入金属铅后，c(Pb 2+)增大B ．往平衡体系中加入少量Sn(NO 3)2固体后，c(Pb 2+)变小C ．升高温度，平衡体系中c(Pb 2+)增大，说明该反应△H ＞0D ．25℃时，该反应的平衡常数K ＝2.2解析：此题是新情景，考查平衡移动原理以及平衡常数计算等核心知识，只要基础扎实都能顺利作答。

高中化学知识碎片03《五大平衡常数》

②Q c <K ，反应向正方向进行； Q c =K ，反应刚好达到平衡； Q c >K ，反应向逆方向进行。

③多元酸的K a1>>K a2>>K a3。

高中化学五大平衡常数

高中化学五大平衡常数高中化学中常见的五大平衡常数是酸碱离子对的离解常数（Ka）、酸碱指数（pKa）、溶解度积常数（Ksp）、物质转化平衡常数（Kc）和气体混合物转化平衡常数（Kp）。

下面将详细介绍这五个平衡常数及其在化学反应中的作用。

一、酸碱离子对的离解常数（Ka）：酸碱反应是化学中广泛存在的一种反应类型，它涉及到酸、碱及其离子之间的相互转化。

当酸溶液中的酸分子与水分子发生反应，产生氢离子（H+）时，称为强酸。

而酸溶液中的酸分子与水分子不发生反应，酸分子直接释放H+离子时，称为弱酸。

离解常数Ka表示弱酸分子在溶液中与水发生反应生成H+离子的程度。

Ka越大，说明酸性越强。

二、酸碱指数（pKa）：酸碱指数是对弱酸或弱碱的酸碱强度的度量。

pKa与Ka之间的关系为：pKa = -log10(Ka)。

pKa越小，酸性越强。

三、溶解度积常数（Ksp）：溶解度是指物质在给定温度和压力下能溶解在溶剂中的最大量。

溶解度积常数Ksp描述了溶质离解为离子的程度。

当溶液中的离子浓度达到溶解度积常数时，溶质已经溶解到了饱和状态。

Ksp越大，溶解度越大。

四、物质转化平衡常数（Kc）：物质转化平衡常数描述了化学反应中物质转化的程度。

对于一个化学反应：aA + bB ↔ cC + dD，其平衡常数Kc为：Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b，其中[]表示浓度。

Kc的大小与反应前后各组分的浓度有关，当Kc>1时，反应倾向于生成产物；当Kc<1时，反应倾向于反应物。

五、气体混合物转化平衡常数（Kp）：当化学反应中涉及气体组成时，可以使用气体混合物转化平衡常数Kp来描述反应的平衡状态。

Kp采用的是压强单位（单位为帕斯卡），与Kc之间的关系为：Kp =Kc (RT)^Δn，其中R为气体常数，T为温度，Δn为所生成的气体分子数减去反应物的气体分子数。

Kp与压强相关，与浓度无关。

综上所述，酸碱离子对的离解常数（Ka）、酸碱指数（pKa）、溶解度积常数（Ksp）、物质转化平衡常数（Kc）和气体混合物转化平衡常数（Kp）分别描述了化学反应中酸碱离子对的离解程度、酸碱强度、固体溶解度、物质转化程度和气体反应平衡状态。

一轮加强：四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)综合应用

水解常数 (Kh)
MmAn 的饱和溶液的 Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－) 以 NH＋ 4 ＋H2O NH3·H2O＋H＋为例 Kh＝cH＋c·cNNHH＋43·H2O
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2.“四大常数”之间的四种换算关系
(1)Ka(或 Kb)与 Kw、Kh 的关系
①一元弱酸或弱碱的 Ka 或 Kb 与弱酸根或弱碱离子的 Kh 关系 Ka＝KKwh或 Kb＝KKwh。 ②二元弱酸的 Ka1、Ka2 与相应酸根的水解常数 Kh1、Kh2 的关系 Ka1＝KKhw2，Ka2＝KKhw1。
Ksp＝c(Mn＋)·cn(OH－)＝cOnH－·cn(OH－)＝cn＋1nOH－＝1n10K－wpHn＋1。
(4)沉淀转化常数 K 与 Ksp 的关系，如
3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋(aq) 2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋的 K＝KK32s[p[MFegOOHH32]]。
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63．四大平衡常数的应用
(2)25 ℃时，H2SO3 HSO－ 3 ＋H＋的电离常数 Ka＝1×10－2，则该温度下 NaHSO3 水解反应的平衡常数 Kh＝________，若向 NaHSO3 溶液中加入少量的 I2，则溶液中ccHH2SSOO－ 33将 ________(填“增大”“减小”或“不变”)。
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【解析】 (1)联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，则联氨第一步电离
(2)已知
25
℃时，H2B 的 Ka1＝m，Ka2＝n，则 cHCO－3 ·cOH－
pH＝5
的
NaHB
溶液中ccHB22B－＝________。
解析 (1)Kh＝
cCO23－
＝5×10－5，又 c(HCO－3 )∶c(CO23－)＝1∶2，

四大平衡常数

专题三十九四大平衡常数的专题K a/K b/K W、K h、k sp【2018年高考考纲解读】了解四大平衡常数【重点、难点剖析】一、四大平衡常数的比较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＝c p(C)·c q(D)c m(A)·c n(B)以一元弱酸HA为例：HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)二、高考题型示例【变式训练1】（2018全国III卷）用0.100 mol·L-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 mol·L-1 Cl-溶液的滴定曲线如图所示。

下列有关描述错误的是（）A．根据曲线数据计算可知K sp(AgCl)的数量级为10-10B．曲线上各点的溶液满足关系式c(Ag+)·c(Cl-)=K sp(AgCl)C．相同实验条件下，若改为0.0400 mol·L-1 Cl-，反应终点c移到aD．相同实验条件下，若改为0.0500 mol·L-1 Br-，反应终点c向b方向移动【解析】A．选取横坐标为50mL的点，此时向50mL 0.05mol/L的Cl-溶液中，加入了50mL 0.1mol/L的AgNO3溶液，所以计算出此时溶液中过量的Ag+浓度为0.025mol/L（按照银离子和氯离子1:1沉淀，同时不要忘记溶液体积变为原来2倍），由图示得到此时Cl-约为1×10-8mol/L（实际稍小），所以K SP(AgCl)约为0.025×10-8=2.5×10-10，所以其数量级为10-10，选项A正确。

B．由于K SP(AgCl)极小，所以向溶液滴加硝酸银就会有沉淀析出，溶液一直是氯化银的饱和溶液，所以c(Ag+)·c(Cl-)＝K SP(AgCl)，选项B正确。

C．滴定的过程是用硝酸银滴定氯离子，所以滴定的终点应该由原溶液中氯离子的物质的量决定，将50mL 0.05mol/L的Cl-溶液改为50mL 0.04mol/L的Cl-溶液，此时溶液中的氯离子的物质的量是原来的0.8倍，所以滴定终点需要加入的硝酸银的量也是原来的0.8倍，因此应该由c点的25mL变为25×0.8=20mL，而a点对应的是15mL，选项C错误。

四大平衡常数详解

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＝c p?C?·c q?D?c m?A?·c n?B?以一元弱酸HA为例：HA H＋＋A－，电离常数K a＝c?H＋?·c?A－?c?HA?因素度，K值增大高温度，K w增大质的性质和温度有关考点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)。

对策从基础的地方入手，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。

1．高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe2O3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO2(g)。

已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：温度/℃ 1 000 1 150 1 300平衡常数 4.0 3.7 3.5请回答下列问题：(1)该反应的平衡常数表达式K＝________，ΔH________0(填“>”“<”或“＝”)；(2)在一个容积为10 L的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe、Fe2O3、CO、CO2各1.0 mol，反应经过10 min后达到平衡。

求该时间范围内反应的平均反应速率v(CO2)＝________，CO的平衡转化率＝________。

2．已知可逆反应：M(g)＋N(g)P(g)＋Q(g)ΔH＞0，请回答下列问题：(1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝1 mol/L，c(N)＝2.4 mol/L；达到平衡后，M的转化率为60%，此时N的转化率为________。

(2)若反应温度升高，M的转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。

化学知识点积累：四大平衡常数

化学知识点积累：四大平衡常数化学知识点积累：四大平衡常数在学习中，不管我们学什么，都需要掌握一些知识点，知识点就是掌握某个问题/知识的学习要点。

还在苦恼没有知识点总结吗？以下是店铺收集整理的化学知识点积累：四大平衡常数，希望对大家有所帮助。

提炼1 水的离子积常数1.水的离子积常数的含义H2O??H++OH-表达式：25 ℃时，Kw=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14。

2.对Kw的理解(1)Kw适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)水溶液。

(2)恒温时，Kw不变;升温时，电离程度增大(因为电离一般吸热)，Kw增大。

提炼2 电离平衡常数(Ka、Kb)1.电离平衡常数的含义如对于HA??H++A-，Ka=;BOH??B++OH-，Kb=。

2.K值大小的意义相同温度下，K值越小表明电离程度越小，对应酸的酸性或碱的碱性越弱。

3.影响K值大小的外因同一电解质，K值只与温度有关，一般情况下，温度越高，K值越大;此外对于多元弱酸来说，其Ka1Ka2Ka3。

提炼3 水解平衡常数(Kh)1.水解平衡常数的含义A-+H2O??HA+OH-，达到平衡时有Kh==。

同理，强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电离平衡常数Kb的关系为Kh=。

2.影响Kh的因素Kh值的大小是由发生水解的离子的.性质与温度共同决定的;温度一定时，离子水解能力越强，Kh值越大;温度升高时，Kh值增大;对于多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子来说，其Kh1Kh2Kh3。

提炼4 溶度积常数(Ksp)1.溶度积常数Ksp的表达式对于组成为AmBn的电解质，饱和溶液中存在平衡AmBn(s)??mAn+(aq)+nBm-(aq)，Ksp=cm(An+)·cn(Bm-)。

2.影响Ksp大小的因素对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关;一般情况下，升高温度，Ksp增大。

【化学知识点积累：四大平衡常数】。