新课程高考中的新亮点“三大平衡常数”

,各物质的浓度一定 是平衡时的浓度,而
不是其他时刻的.
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
③对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的H+对下 一级电离起到抑制作用，一般是K1≥K2≥K3，即第二步电 离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电 离难得多，因此在计算多元素弱酸溶液的c(H+)或比较 弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。
三、沉淀溶解平衡常数
例5 (2008年山东卷)某温度时，BaSO4在水 中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说
A．加入AgNO3可以使溶液由c点变到d点 B．通过稀释可以使溶液由d点变到c点
C
C．d点有AgCl沉淀生成
D．b点对应的Ksp小于a点对应的Ksp
2．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：
焙烧炉中：2ZnS+3O2＝2ZnO+2SO2 ①
鼓风炉中：2C+O2＝2CO
②
鼓风炉中：ZnO（s）+CO（g）== Zn(g)+CO2（g） ③
示t1时刻后Ag+和SO42-浓度随时间变化关系的是( )
在=液（)＜解cA中A(KA析ggcsg2+p（S：）+，O)/S因=4O溶2饱0=A4.液02和0g-3）.204处S溶1mO=7于液mo04溶.l1未o/中LlL液/饱×，×L中；和0因0.存.01当状为1L7在/加态mc0(沉oA.入。2lg淀/L1故+L=0)溶0+=0答m.00解0.案.l1107平L03选m.4×0衡m2oB00loA/。.m0lLg/2o2，LmSl/，Oo此Ll4所/N时=La以==Q2S0c2cO.（A=041gc溶8S(+5OA液m+g42o+后-S）)l/cO，(LS42，溶O- 4c，2-
（5）同一可逆反应的正、逆反应平衡常数互为 倒数
例2．二氧化硫和氮的氧化物是常用的化
工原料，但也是大气的主要污染物。综
合治理其污染是环境化学当前的重要研
究内容之一。硫酸生产中，SO2催化氧 化生成SO3：2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)。
某温度下，SO2的平衡转化率(α)与体系 总压强(p)的关系如图所示。根据图示回
例6 (2008年广东卷)已知Ag2SO4的Ksp 为2.0×10-5，将适量
Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和 SO42-浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中
c(Ag+)＝0.034mol·L-1）。若t1时刻在上述体系中加入
100mL0.020mol·L-1Na2SO4 溶液，下列示意图中，能正确表
一、化学平衡常数
例生1下、列将反固应体：NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发
c的(H平2)衡=常0.5数m为ol·L
c(HI)=4mol·L1，则此温度下反应①
()
A．9 B．16 C．20
D．25
解析：由平衡时氢气的浓度可求得反应②分解消耗HI 的浓度，c(HI)= 0.5mol·L-1×2=1mol/L，故①式生成 c(HI)= c(HI)平衡+ c(HI)分解= 4mol·L-1+1mol/L
H2CO3 ＝HCO3-＋H+ 的平衡常数 K1=
。
（已知：10-5.60=2.5×10-6）
解析：根据电离平衡常数公式可知： K1=c(H+)c(HCO3-)/c(H2CO3)
=10-5.60×10-5.60/l.5×10-5=4.2×10-7mol. L-1。
例4 下列有关电离平衡常数(K)的说法正确的是（ ） A.相同条件下，电离平衡常数越小，表示弱电解质的
xx
K=
x2
(1-x)(1-x )
=1
解得 x = 0.5 α(CO)= 50%
α(H2O)= 50%
c(CO) : c(H2O) = 1:4 时
CO + H2O CO2 + H2
起始c 1 4
00
转化c -x -x
+x +x
平衡c 1-x 4-x
xx
K=
x2
(1-x)(4-x )
=1
解得 x = 0.8 α(CO)= 80%
电离能力越弱 B.电离平衡常数与温度无关 C.在CH3COOH的稀溶液中存在如下电离平衡： K值CH增3C大OOH==CH3COO-+H+，当再加入量冰醋酸时， D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为K1＜K2＜K3
解析：K表征的是弱电解质的电离能力，它越大，表示弱电解质越 易电离，反之，就越难，故A正确；电离平衡常数与化学平衡一样， 只随温度的变化而变化，故B、C错误；多元弱酸各步电离平衡常 数的相互关系应为K1＞K2＞K3
CO2 (g) +H2 (g) 800℃ K = 1.0
求恒温恒容体系中，用c(CO):c(H2O)=1:1或1:4开始，达
到平衡时CO和H2O(g)的转化率。
c(CO) : c(H2O) = 1:1 时
CO + H2O CO2 + H2
起始c 1 1
0
0
转化c -x -x
+x +x
平衡c 1-x 1-x
=5mol·L-1，c(NH3)平衡= c(HI)①= 5mol·L-1，根据化 学平衡常数公式K= c(平衡×c(HI)平
=5mol/L×4mol·L-1，故答案选C。
方法规律：
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：
炉中c(CO2)=0.025mol/L，c(CO)=0.1mol/L，在这种情 况下该反应是否处于平衡状态_______(填“是”或
“否”)，此时化学反应速率是V正____V逆(填“大
于”、“小于”或“等于”)，其原因
是
。
答：由于此时K/=c(CO2)/c(CO)= (0.025 mol·L-1) / (0.1 mol·L-1)=0.25≠K =0.263，所以 反应不处于平衡状态，又因为0.25＜0.263，则v 正 ＞ v逆，化学平衡向正反应方向移动。
方法规律：
①在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓 度之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，该常 数K=就c(C叫H3电CO离O平-)c衡(H+常)/数c(C。H3如COCOHH3C)O. OH==CH3COO-+H+，
②电离平衡常数是描述弱电解质的电离平衡的主要参 数，也是弱酸、弱碱是否达到平衡状态的标尺。它只 受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度 的升高而增大。
1 Ka (HF )
针对性训练：
1．已知25℃时，电离常数Ka(HF)＝3.6×10－4 mmooll·3·LL－－1，3。溶现度向积1L常0数.2 KmSoP(l·CLa－F12H)＝F溶1.4液6×中1加0－入10 1L 0是.2D（mol·）L－1CaCl2溶液，则下列说法中，正确的
A．25℃时，0.1 mol·L－1HF溶液中pH＝1
请写出反应③的平衡常数表达式
，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”）。
答：⑴根据化学方程式和平衡常数的表达式进行书写： K=c(Zn).c(CO2)/c(CO) ，增大反应物CO的浓度，虽然化学平衡向 正反应移动，但平衡常数不变。
3: 已知CO(g) + H2O(g)
B．KSP(CaF2)随温度和浓度的变化而变化 C．该体系中KSP(CaF2)＝1/Ka(HF) D．该体系中有CaF2沉淀产生
1 Ka (HF )
2．某温度时，AgCl (s)=Ag+(aq)+Cl-(aq)在水中的 沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是（
提示：AgCl (s) = Ag+(aq)+Cl-(aq)的平衡常数Ksp＝ c(Ag+)·c(Cl-)，称为溶度积常数。
法正确的是（ ）
提衡积示常常：数数Ba。KSsOp4＝(sc)=(BBaa2+2)+·(ca(qS)O＋42S-)O，42称-(a为q)溶平度
A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点 B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点 C．d点无BaSO4沉淀生成 D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp
沉解淀析析：出当方加向入进N行a2，SO则4溶c(液Ba时2+)，会c减(SO小4，2-)增故大A错，；沉蒸淀发溶溶解液平时衡，向 可变使，溶故液B错的；c(dS状O4态2-)点和，c(B因a其2+)在同沉时淀增溶大解，平而衡d→点cc显点示的c下(S方O4，2-)说未 明项未，达因到a、沉c两淀点溶对解应平的衡都状是态在，相故同无的Ba温SO度4沉下淀的生Ks成p，，故C正二确者；的D Ksp相同，D错。本题答案选C。
衡常数为K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系
如下：
，则有以下结论：
K，＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态； K，＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向正反应方向进行； K，＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。