32四大平衡常数详解

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)

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1

3Fe 2O 3(s)＋CO(g)

2

3

Fe(s)＋CO 2(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 、Fe 2O 3、CO 、CO 2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 (CO 2)＝________，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”)。

(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c (M)＝4 mol /L ，c (N)＝a mol/L ；达到平衡后，c (P)＝2 mol/L ，a ＝________。

(4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为：c (M)＝c (N)＝b mol/L ，达到平衡后，M 的转化率为________。

考点二 电离常数

常考题型

1.直接求电离平衡常数；

2．由电离平衡常数求弱酸(或弱碱)的浓度； 3．由K a 或K b 求pH 。

对 策

试题一般难度不大，是在化学平衡基础上派生出来的。

注意平衡体系中同种离子的浓度是同一个浓度，当两个量相加或相减时，若相差100倍以上，要舍弃小的等一些基本的近似处理能力。

1．(2014·山东高考)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(CH3COO－)

2．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数：

酸HClO4H2SO4HCl HNO3

K a 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10

从以上表格中判断以下说法中不正确的是()

A．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离

B．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸

C．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO2－4

D．水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱

考点三水的离子积常数

常考题型1.计算温度高于室温时的K w；

2．通过K w的大小比较相应温度的高低；

3．溶液中c(H＋)与c(OH－)相互换算；

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。

1．(2015·哈师大附中模拟)某温度下，水的离子积常数K w＝10－12。该温度下，将pH＝4的H2SO4溶液与pH＝9的NaOH溶液混合并保持恒温，欲使混合溶液的pH＝7，则稀硫酸与NaOH溶液的体积比为() A．1∶10B．9∶1

C．10∶1 D．99∶21

2．(2013·大纲卷)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 w

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

考点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．金属阳离子沉淀完全的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。

1．(2015·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 HF溶液中加入 1 L 0.2 mol/L MgCl2溶液。下列说法中正确的是()

A．25 ℃时，0.1 mol/L HF溶液中pH＝1

B．0.2 mol/L 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＝1.2×107

D．该反应体系中有MgF2沉淀生成

2．常温下，Ag2SO4、AgCl、AgI的溶度积常数依次为：K sp(Ag2SO4)＝7.7×10－5、K sp(AgCl)＝1.8×10－10、K sp(AgI)＝8.3×10－17。下列有关说法中，错误的是()

A．常温下，Ag2SO4、AgCl、AgI在水中的溶解能力依次减弱

B．在AgCl饱和溶液中加入NaI固体，有AgI沉淀生成

C．Ag2SO4、AgCl、AgI的溶度积常数之比等于它们饱和溶液的物质的量浓度之比

D．在Ag2SO4饱和溶液中加入Na2SO4固体有Ag2SO4沉淀析出

1．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)

2．已知常温下反应，①NH3＋H＋NH＋4(平衡常数为K1)，②Ag＋＋Cl－AgCl(平衡常数为K2)，

③Ag＋＋2NH3Ag(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

3．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，B的物质的量随时间的变化。下列说法正确的是()

A．反应开始至a点时v(A)＝1 mol·L－1·min－1

B．若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温，则该反应的ΔH＞0