五大平衡常数
2023届高三化学二轮复习++五大平衡常数的计算和应用+专题复习课件+
(5）水的离子积常数：纯水或稀的电解质溶液中，氢离子和氢氧根离
子的浓度积为常数
必备知识
2．五大平衡常数的比较
K、Kp
Ka 或 Kb
Kh
Ksp
Kw
反映电解质的
溶解程度，
Ksp 越小的，
溶解度也越
小．
反映稀电解
质溶液中氢
离子和氢氧
根离子的浓
度关系。
意
义
反映化学反应进行的 反映弱电解
程度， K 值越大，表 质电离程度
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）的综合计算
6．数形结合的相关计算等
四、解题模型
1．化学平衡常数解题模型
列表达式：
注意体系为气相或液相，注意状态
要用离子方程式进行书写
找对应微粒的平衡浓度：
注意物质出现在单反应或多反应中
液中
K
利用题目给出的各微粒浓度，代入
电离平衡常数
守恒关系计算
相关微粒的浓度在题目中没有直接给出，
需要充分挖掘题目信息，利用电荷守恒或
物料守恒来解决问题．
利用Ka/Kb和Kh
的关系计算
对于任意弱电解质来讲，其电离平衡
常数、对应离子的水解常数 Kh 以及水
的离子积常数 Kw 的关系是 Ka . Kh = Kw
K与溶解度在理解层面的联系
常数表示，忽略HClO的电离)
K1p +
（2021年1月浙江）29(4)工业上，常采用“加碳氯化”的方法以高钛渣(主
要成分为TiO2)为原料生产TiCl4，相应的化学方程式为； K对工业生产的指导意义
一轮复习-五大平衡常数
二、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 ＝
c(H ) • c(A ) c(H A)
BOH⇋B＋＋OH－,Kb＝
c(B ) • c(OH ) c(BOH)
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,
K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15
H2CO3
K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11
HClO
3.0×10－8
按要求书写离子方程式： (1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
(2)2将HC少O量OCHO＋2C气O体32通-==入=N2HaCClOOO溶－液＋中H2O＋CO2↑。
(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中 ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO3-
CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO3-
设问4、下列离子方程式书写正确的是
A. 向NaClO溶液通入少量CO2的离子反应方程式： ClO－+ CO2+ H2O=HClO+HCO3－ B. 向NaClO溶液通入少量CO2的离子反应方程式： 2ClO－+ CO2+ H2O=2HClO+CO32－ C. 向Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2的离子反应方程式：
A．H2CO3、HCO3-、CH3COO－、CN－ B． HCO3- 、CH3COOH、CN－、CO32C．HCN、 HCO3- 、CN－、 CO3 2D．HCN、 HCO3- 、CH3COO－、CN－
化学五大平衡常数
化学五大平衡常数
1.酸碱平衡常数（Ka和Kb）：酸和碱的强度可以通过它们的酸碱平衡常数来度量。
Ka是酸的离解常数，而Kb是碱的离解常数。
这些常数用于确定酸或碱的强度以及它们在反应中的位置。
2. 水解平衡常数（Kw）：水可以发生自身的水解反应，产生氢离子和氢氧根离子。
水的水解平衡常数Kw描述了这种水解反应的程度。
Kw的值决定了水的酸碱性质。
3. 溶解度平衡常数（Ksp）：当一个固体物质在溶液中溶解时，会达到一定的平衡状态。
这个平衡状态可以用溶解度平衡常数Ksp来描述。
Ksp的值越大，说明溶解度越大。
4. 配位化合物形成常数（Kf）：当金属离子与配体结合形成配位化合物时，会达到一定的平衡状态。
这个平衡状态可以用配位化合物形成常数Kf来描述。
Kf的值越大，说明配体与金属离子结合的能力越强。
5. 氧化还原电位（E0）：氧化还原反应是指物质中的电子转移。
氧化还原电位E0可以用来表示电子转移的能力。
E0的值越大，说明物质具有更强的氧化能力。
这些平衡常数在化学反应中起着重要的作用，可以帮助我们理解反应的位置和程度，从而更好地控制和利用化学反应。
- 1 -。
五大平衡常数的比较和应用
知识篇知识结构与拓展高二使用2020年2月五大平衡常数的和+用■河北师范大学附属中学刘勤暖(特级教师)■河北省体育局运动技术学校刘俊杰人教版高中化学选修4《化学反应原理》教材中先后出现了化学平衡常数、弱电解质的电离常数、水的离子积常数、盐的水解常数及难溶电解质的溶度积常数$有关这五大平衡常数知识的考查在高考命题中频繁出现％现对比归纳如下$一、化学平衡常数(K)!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j之积与反应物浓度j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(简称平衡常数'用符号!表示$2.表达式：对于可逆反应($)++%(($),化学平衡常数!式中均为平衡浓度(气&(A)•&(&体或溶液'$3.影响因素：只与温度有关，与物质的浓度、压强等无关$4•应用:(*)判断反应进行的程度$平衡常数越大，说明生成物的平衡浓度越大，反应物的平衡浓度越小，反应物的转化率也越大$即该反应进行得越完全$一般来说，当!>105时，就认为反应基本进行完全了，而当K V 10'时，则认为反应很难进行$(2)判断反应进行的方向$对于可逆反应"A($)+n B(g)#$$C(g)+q D($)的任意状态时的浓度商Q(即K表达式中带入任意时刻的浓度):Q V K,反应向正反应方向进行,(正>(逆$Q=K，反应处于平衡状态(正逆$Q>K，反应向逆反应方向进行，(正V(逆$(3)判断反应的热效应。
若温度越高,值越大，则正反应为吸热反应；若温度越高, K值越小，则正反应为放热反应$(4)有关平衡常数的计算$如求解平衡常数，由平衡常数算初始(或平衡)浓度，计算转化率(或产率)等$!!研究氮氧化物与悬浮在大气中海盐粒子的相互作用时，涉及如下反应：2NO.(g)+NaCl(s)#$NaNO/(s)+ ClNO(g)K*!H*V0(") 2NO(g)+Cl2(g)#$2ClNO(g)K2△)2V0(#)(1)4NO2(g)+2NaCl(s)2NaNO/(s)+2NO(g)+C3(g)的平衡常数K=_____(用K i、K.表示)$(2)为研究不同条件对反应(#)的影响，在恒温条件下，向2L恒容密闭容器中加入0.2mol NO和0*1mol C3,10min时反应(#)达到平衡$测得1069内((C1N。
高中化学知识碎片五大平衡常数
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 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。
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。
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。
化学反应的平衡常数和平衡常数表
化学反应的平衡常数和平衡常数表化学反应中的平衡常数是描述反应物浓度与反应物之间的关系的数值。
它是一个十分重要的物理量，用于衡量化学反应的平衡程度和预测反应的方向。
平衡常数表则是一种整理了不同化学反应的平衡常数数值的表格。
一、平衡常数的定义和意义平衡常数（K）是在给定温度下，当化学反应达到平衡时，正比于反应物浓度的一个数值。
对于一般形式的反应：aA + bB ⇌ cC + dD反应的平衡常数的表达式为：K = [C]^c × [D]^d / ([A]^a × [B]^b)其中，[A]、[B]、[C]、[D] 分别表示反应物 A、B、C、D 的浓度。
平衡常数的数值大小可以表征反应的平衡位置和方向，当K > 1 时，反应被驱使向前方向进行；当 K < 1 时，反应被驱使向逆方向进行；当K = 1 时，反应处于平衡状态，产品和反应物的浓度保持不变。
二、平衡常数的求解平衡常数可以通过实验测量反应物和生成物的浓度来计算，也可以通过反应方程式和反应物浓度的定义直接确定。
以以下反应为例：2A + 3B ⇌ 4C + 5D假设反应达到平衡时，A、B、C、D 的浓度分别为 [A]、[B]、[C]、[D]，则根据平衡常数的定义：K = [C]^4 × [D]^5 / ([A]^2 × [B]^3)在已知反应物初始浓度的条件下，可以通过对反应物浓度的变化进行实验测量，利用平衡常数的定义式进行计算得到平衡常数的数值。
三、平衡常数表的作用平衡常数表是化学实验室中常用的工具，它记录了大量不同化学反应的平衡常数数值。
通过平衡常数表，我们可以更好地理解反应物之间的关系，并对反应进行预测和评估。
平衡常数表按照不同的反应类型、反应物种类和温度进行分类，其中每个反应对应一个平衡常数数值。
通过参考平衡常数表，我们可以了解某个特定反应的平衡常数数值范围，从而判断反应的平衡位置和方向，并进行反应条件的优化。
高中化学复习五大平衡常数的比较及应用
(已知HNO2的电离常数Ka＝7.1×10-4mol·L-1，CH3COOH的电离常数Ka ＝1.7×10-5mol·L-1)
b、c 可使溶液A和溶液B的pH相等⑤的方法是________。 a.向溶液A中加适量水 b.向溶液A中加适量NaOH c.向溶液B中加适量水 d.向溶液B中加适量NaOH
微型专题突破 五大平衡常数的比较及应用
【考情播报】 化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常数、盐类的 水解常数以及溶度积常数这五大常数，均只与温度有关。掌握了五大 平衡常数，就握住了一把解决化学反应原理的金钥匙。常见的命题角 度有： (1)利用电离常数确定离子浓度比值的变化； (2)利用电离常数判断化学反应的正误； (3)平衡常数间关系的综合应用。
①CaCO3(s)
CaO(s)+CO2(g) K＝c(CO2)
②3Fe(s)+4H2O(g)
Fe3O4(s)+4H2(g)
③多元弱酸的各级电离常数的大小关系是Ka1>Ka2>Ka3，故多元弱酸的 酸性取决于其第一步电离常数。
3.水的离子积常数。 在一定温度下，纯水或水溶液中的c(H+)·c(OH-)是个常数，通常用KW 表示，称为水的离子积常数，简称离子积。其表达式为KW＝ c(H+)·c(OH-)，25℃时该常数为1×10-14。 特点：①KW只受温度的影响，温度升高，KW增大。 ②在任何情况下，无论是把酸还是把碱加到水中，水电离出的c(H+) ＝c(OH-)。
2NO(g)+Cl2(g)
2ClNO(g) K2 ΔH2<0 (Ⅱ)
(1)4NO2(g)+2NaCl(s)
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)。
高考热点题型五大平衡常数的比较与应用PPT
(2)处理NOx的一种方法是利用甲烷催化还原NOx。
①醋酸钠水解的平衡常数Kh与KW、Ka的关系是Kh=
。
方法归纳 解决此类问题时首先依据方程式写出所求平衡常数的
表达式,然后依据题中信息结合守恒、“三段式”、图像等分别求出
K a=
(H2 O3 )
-
表达式进行推算
-
W ·(HSO3 )
-
-
(H2 O3 )·(OH )
(H2 O3 )·(OH- )
,结合 Kh=
-
(H2 O3 )·(OH )
=
(H+ )·(HSO3 )·(OH- )
-
(HSO3 )
答案:(1)1 024 (2)-867
kJ·mol-1
(CH3 O-)
断”,下同),
的值
(CH3 )
解析:醋酸的电离平衡常数为
。
(CH3 O- )·(H+ )
Ka=
,水的离子积
(CH3 )
KW=c(OH-)·c(H+),温度不变,加入 NaOH 溶液后上述两常数均不变,
a
由
W
=
(CH3 O- )·(H+ )
不同反应(或电离)方程式中的平衡常数的换算,一般可以采取两种方法:
(3)常见的考查形式:①平衡常数表达式的书写;②平衡常数的影响因素;③利用平衡常数判断反应或过程的方向;④根据转化率、pH等进行
有关平衡数的计算;⑤不同反应或过程平衡常数之间的换算;⑥结合守恒、图像求平衡常数;⑦运用平衡常数判断比值等。
ΔH1=-574 kJ·mol-1 ①
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。
化学五大平衡常数
化学五大平衡常数化学五大平衡常数是指酸解离常数、碱解离常数、水解常数、金属离子配合物稳定常数、氧化还原电极电位常数。
这些常数经常出现在化学反应的研究中，相应的数值反映了不同平衡反应的强度和趋势。
下面将就这些平衡常数逐一展开阐述。
1. 酸解离常数(Ka)酸解离常数是指为了溶解H+离子而发生的酸溶解反应，其平衡常数表达式为 Ka=[H+][A-]/ [HA]。
在一定温度和溶剂中，Ka越大，酸性就越强，说明酸越容易给出H+离子，溶液的pH值会降低。
而Ka值越小，则说明酸性越弱，酸解离反应越难发生。
2. 碱解离常数(Kb)碱解离常数是指为了溶解OH-离子而发生的碱溶解反应，其平衡常数表达式为Kb=[OH-][BH+]/ [B]。
同样地，在一定温度和溶剂中，Kb越大，碱性就越强，说明碱越容易给出OH-离子，溶液的pH值会升高。
而Kb值越小，则说明碱性越弱，碱解离反应越难发生。
3. 水解常数(Kw)水解常数是指水在溶液中自身发生水解反应，平衡常数表达式为Kw=[H+][OH-]。
其中，Kw在25℃下大约为1.0×10^-14，是温度不变的常数。
当溶液中酸性强时，[H+]大，[OH-]小，反之亦然。
这方面比较特殊的情况是在中性溶液下，[H+]=[OH-]=1.0×10^-7，pH=7。
4. 金属离子配合物稳定常数(Kf)金属离子与配位体反应生成配合物时，稳定常数Kf反映了这种反应的强度和趋势。
金属离子配合物稳定程度越高，Kf值就越大，反之亦然。
配合物对某些应用如化学分析和工业化学等方面也比较重要。
5. 氧化还原电极电位常数(E)氧化还原电极的电位可以用氧化还原电极电位来描述，其表达式为：E=E°- (RT/nF)lnQ。
其中，E°是氧化还原反应在标准状态下的电极电位，R为气体常数，T为温度（K），n为电子数，F为法拉第常数，Q为反应物浓度的乘积。
通常来说，当E>0,则反应趋势为氧化，是氧化反应；当E<0,则反应趋势为还原，是还原反应。
2024届高考化学二轮复习备考 五大平衡常数 讲义
五大平衡常数二轮复习备考策略团风中学一：五大平衡常数①：化学平衡常数②：弱电解质电离平衡常数③：水的离子积常数④：盐类水解平衡常数⑤：难溶电解质的溶度积常数五大平衡常数的两个意义五大平衡常数的考点化学平衡常数考查①判断放热还是吸热反应程度②判断反应的方向平衡状态③平衡常数与速率常数之间的关系概念④平衡常数相互之间转化概念⑤单一化学平衡“三段式”计算平衡状态⑥多平衡体系，平衡常数的计算平衡状态电离平衡常数考查①判断弱酸、弱碱的性质强弱电离程度②电离平衡常数，水的离子积常数，水解平衡常数三者之间的转化概念③根据溶液中粒子浓度计算电离平衡常数平衡状态④根据图象中节点或曲线的交点计算电离平衡常数平衡状态反映程度反映平衡状态水的离子积常数考查计算溶液中C(H+)或C(OH-)大小或水电离出的C(H+)或C(OH-)大小平衡状态水解平衡常数考查①比较酸根或者金属阳离子水解程度大小水解程度②判断溶液的酸碱性程度③比较溶液中离子浓度大小平衡状态溶度积常数考查①判断是否沉淀平衡状态②判断沉淀先后顺序溶解程度③计算溶液的PH平衡状态二：五大平衡常数的高考考情1：五大平衡常数在高考中出现的题型题型1：选择题水溶液离子平衡图像题题型2：大题化工流程题题型3: 大题化学反应原理题2：高考真题案例分析（1）选择题水溶液离子平衡图像题（2021·湖北·统考高考真题）常温下，已知H3PO3溶液中含磷物种的浓度之和为0.1mol·L-1，溶液中各含磷物种的pc—pOH关系如图所示。
图中pc表示各含磷物种的浓度负对数(pc=-lgc)，pOH表示OH-的浓度负对数[pOH=-lgc(OH-)]；x、y、z三点的坐标：x(7.3，1.3)，y(10.0，3.6)，z(12.6，1.3)。
下列说法正确的是A ．曲线①表示pc(H 3PO 3)随pOH 的变化B ．H 3PO 3的结构简式为C ．pH=4的溶液中：c (H 2PO 3-)<0.1mol·L -1-2c (HPO 23-) D．H 3PO 3+HPO 23-2H 2PO 3-的平衡常数K >1.0×105（2022·湖北·统考高考真题）下图是亚砷酸3As OH 和酒石酸()2a1a2H T, lgK =-3.04, lgK =-4.37混合体系中部分物种的c-pH 图(浓度：总As 为-4-15.010mol L ⨯，总T 为-3-11.010mol L ⨯)。
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。
各种平衡常数的名词解释
各种平衡常数的名词解释平衡常数是化学反应中的一个重要指标，用于描述反应物与生成物之间的平衡状态。
在化学反应中，当反应物与生成物之间达到一种稳定状态时，反应会停止，此时反应物与生成物的浓度不再发生明显变化，这种状态被称为平衡态。
平衡常数可以通过平衡态下反应物与生成物的浓度关系来计算，它是一种衡量反应偏向性的指标，能够帮助我们理解反应的趋势与性质。
一、酸碱平衡常数酸碱平衡常数是描述酸碱反应平衡状态的一个重要参数。
在酸碱反应中，酸与碱之间会发生中和反应，生成水和盐。
酸碱平衡常数(Ka和Kb)可以通过浓度关系来计算。
酸的平衡常数Ka是酸解离产生H+离子的能力的度量，即酸的强弱程度。
Ka越大，表示酸越强，它可以通过酸解离度（酸解离产生的H+离子的浓度与初始酸浓度之比）来计算。
例如，对于强酸HCl，其酸解离度接近100%，因此其Ka值非常大。
而对于弱酸CH3COOH，其酸解离度较小，因此其Ka值较小。
碱的平衡常数Kb是指碱在水中产生OH-离子的能力的度量，即碱的强弱程度。
Kb越大，表示碱越强，它可以通过碱解离度（碱解离产生的OH-离子的浓度与初始碱浓度之比）来计算。
二、溶解平衡常数溶解平衡常数是描述溶解过程中固体物质与溶液之间的平衡状态的一个参数。
在溶解过程中，溶质与溶剂之间发生相互作用，形成溶液。
一些物质能够完全溶解于溶液中，称为易溶性物质；而一些物质只能部分溶解，称为难溶性物质。
溶解平衡常数Ksp是溶解过程中溶解物的离解程度的度量。
对于一个难溶性物质MX，其溶解反应可以表示为MX(s) ⇌ M+(aq) + X-(aq)，Ksp可以通过溶解度积（M+离子与X-离子的浓度的乘积）来计算。
溶解平衡常数的大小与溶解度有关，溶解度越大，溶解平衡常数Ksp越大。
三、氧化还原平衡常数氧化还原反应是化学反应中常见的一类反应，涉及物质的电子转移过程。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
氧化还原平衡常数K是描述氧化还原反应平衡状态的一个参数。
五大平衡常数
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统计预测
角度二 利用电离常数判断化学反应的正误 (双选)(2013·上海高考)部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
电离平衡常数① (25℃)
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HCOOH
Ki＝ 1.77×
10-4
HCN
Ki＝4.9× 10-10
H2CO3 Ki1＝ 4.3×10-7 Ki2＝ 5.6×10-11
统计预测
下列选项错误的是( )
A.2CN-+H2O+CO2 2HCCNO+32 ②
B.2HCOOCHO+32
2HCOO-+H2O+CO2↑
2.5×10-2mol；转化的n(NO)＝7.5×10-3mol·L-1·min-1×2 L×
10 min＝0.15 mol，则NO的转化率α1＝ ×100%＝75%； 0.15 mol 0.2 mol
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反应(Ⅱ)是一个气体分子数减少的反应，其他条件保持不变，在 恒压条件下进行，需不断缩小体积，相当于加压，有利于平衡 右移，故平衡时NO的转化率增大，即α2>α1；因为温度不变， 平衡常数K2不变；反应(Ⅱ)的ΔH<0，升温会使平衡左移，K2减 小；
统计预测
(3)实验室可用NaOH溶液吸收NO2，反应为
2NO2+2NaOH====NaNO3+
NaNO2+H2O。含0.2 mol NaOH的水溶液与0.2 mol NO2恰好完全
高中化学知识碎片03《五大平衡常数》(可编辑修改word版)
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。
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五大平衡常数一、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.例1.(2019·廊坊模拟)水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是( )A ．图中四点K W 间的关系：A ＝D ＜C ＜BB ．若从A 点到D 点，可采用：温度不变在水中加入少量酸C ．若从A 点到C 点，可采用：温度不变在水中加入少量NH 4Cl 固体D ．若从A 点到D 点，可采用：温度不变在水中加入少量NH 4Cl 固体解析：选C K W 只受温度的影响，随温度升高而增大，A 、D 点温度相同，B 点温度>C 点温度>A 点温度，A 正确；从A 点到D 点，温度不变，酸性增强，B 、D 正确；A 、C 点温度不同，C 错误。
二、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＝)A (H )A ()(H c c c -+•BOH ⇋B ＋＋OH －,Kb ＝(BOH))(OH )(B c c c -+•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Ka1≫Ka2≫Ka3.电离常数的3大应用(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
例2．(新题预测)25 ℃时，电离平衡常数：K2：5.6×10－11请回答下列问题：(1)物质的量浓度为0.1 mol·L－1的下列四种物质：a．Na2CO3b．NaCNc．CH3COONa d．NaHCO3pH由大到小的顺序是_a>b>d>c__(填编号)。
(2)25 ℃时，在0.5 mol·L－1的醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H＋)约是由水电离出的c(H＋)的_9×108__倍。
(3)写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式： CN－＋CO2＋H2O===HCO－3＋HCN 。
(4)25 ℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH＝6，则溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝_9.9×10－7_mol·L－1__(填准确数值)。
(5)25 ℃时，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1氢氧化钠等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离平衡常数为b×10－7a－b。
[解析](1)酸越弱，对应酸根离子的水解程度越大，所以pH由大到小的顺序是a>b>d>c。
(2)由醋酸的电离平衡常数的定义得K a(CH3COOH)＝c H＋·c CH3COO－c CH3COOH＝c2H＋c CH3COOH＝1.8×10－5，c(CH3COOH)≈0.5 mol·L－1，则c(H＋)≈3×10－3mol·L－1，由水电离出的c(H＋)约为10－143×10－3mol·L－1，故由醋酸电离出的c(H＋)约是由水电离出的c(H＋)的3×10－3 10－143×10－3＝9×108倍。
(3)酸性强弱顺序为H2CO3>HCN>HCO－3，所以向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为CN－＋CO2＋H2O===HCO－3＋HCN。
(4)25 ℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合溶液pH＝6，则c(H＋)＝10－6 mol·L－1，c(OH－)＝10－8 mol·L－1，则溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝10－6 mol·L－1－10－8 mol·L－1＝9.9×10－7 mol·L－1。
(5)25 ℃时，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，此时c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝b2mol ·L－1，剩余的c(CH3COOH)＝a－b2mol·L－1，则K a＝c H＋·c CH3COO－c CH3COOH＝b×10－7a－b。
例3．已知25 ℃时某些弱酸的电离常数如下表。
常温下稀释CH3COOH、HClO两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化如图所示。
下列说法正确的是( )弱电解质CH3COOH HClO H2CO3电离常数K a＝1.8×10－3K a＝3.0×10－8K a1＝4.1×10－7K a2＝5.6×10－11A．相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中，各离子浓度的大小关系是c(Na＋)＞c(ClO－)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) B．向NaClO溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为2ClO－＋CO2＋H2O===2HClO＋CO2－3C．图像中a点酸的总浓度大于b点酸的总浓度D．图像中a、c两点处的溶液中c R－c HR·c OH－相等(HR代表CH3COOH或HClO)解析：选D 由于CH3COOH的K a大于HClO的K a，根据盐类水解“越弱越水解”的规律可知，ClO－的水解程度大于CH3COO－，故混合液中离子浓度大小关系为c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(ClO－)＞c(OH－)＞c(H＋)，A错误。
由于K a1(H2CO3)＞K a(HClO)＞K a2(H2CO3)，则向NaClO 溶液中通入少量二氧化碳生成HClO和NaHCO3，离子方程式为ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－3，B错误。
由于K a(CH3COOH)＞K a(HClO)，稀释相同倍数时，CH3COOH的pH变化大，则曲线Ⅰ代表CH3COOH，曲线Ⅱ代表HClO；起始时两种酸溶液的pH相等，则有c(HClO)＞c(CH3COOH)，故a点酸的总浓度小于b点酸的总浓度，C错误。
CH3COOH的电离常数为K a(CH3COOH)＝c H＋·c CH 3COO－c CH 3COOH ＝K W·c CH 3COO －c CH3COOH·c OH－，则有c CH3COO－c CH3COOH·c OH－＝K a CH3COOHK W，a、c两点处的溶液温度相同，则K a(CH3COOH)、K W相同，故两点溶液中c CH3COO－c CH3COOH·c OH－相等，D正确。
例4．根据下表提供的数据可知,在溶液中能大量共存的粒子组是()化学式电离常数CH3COOH K＝1.7×10－5HCN K＝4.9×10－10H2CO3K1＝4.3×10－7,K2＝5.6×10－11A．H2CO3、HCO3-、CH3COO－、CN－B．HCO3-、CH3COOH、CN－、CO32-C．HCN、HCO3-、CN－、CO32-D．HCN、HCO3-、CH3COO－、CN－答案：D例5．部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOH H2S H2CO3HClO电离平衡常数(25 ℃)K＝1.77×10－4K1＝1.3×10－7K2＝7.1×10－15K1＝4.4×10－7K2＝4.7×10－113.0×10－8按要求书写离子方程式：(1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中(2)将少量CO2气体通入NaClO溶液中(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中答案：2HCOOH＋CO32-===2HCOO－＋H2O＋CO2↑。
ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO3-CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO3-例6．(1)联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为________(已知：N2H4＋H＋N2H＋5的K＝8.7×107；K W＝1.0×10－14)。
(2)已知：K W＝1.0×10－14，Al(OH)3AlO－2＋H＋＋H2O K＝2.0×10－13。
Al(OH)3溶于NaOH溶液反应的平衡常数等于________。
解析：(1)已知：N2H4＋H＋N2H＋5的K＝8.7×107；K W＝1.0×10－14；联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式为N2H4＋H2O N2H＋5＋OH－，则平衡常数为c N2H＋5·c OH－c N2H4＝c N2H＋5·c OH－·c H＋c N2H4·c H＋＝K·K W＝8.7×107×1.0×10－14＝8.7×10－7。
(2)Al(OH)3溶于NaOH溶液反应的离子方程式为Al(OH)3＋OH－===AlO－2＋2H2O，则Al(OH)3溶于NaOH溶液反应的平衡常数为c AlO－2c OH－＝c AlO－2·c H＋c OH－·c H＋＝2.0×10－131.0×10－14＝20。
答案：(1)8.7×10－7(2)20以守恒为基础的平衡常数的计算或表达式的书写例7．常温下，向10 mL b mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加等体积的0.01 mol·L －1的NaOH溶液，充分反应后溶液中c(Na＋)＝c(CH3COO－)，下列说法不正确的是( D )A．b>0.01B．混合后溶液呈中性C．CH3COOH的电离常数K a＝10－9b－0.01mol·L－1D．向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度逐渐减小[解析] 因为CH3COOH为弱酸，NaOH为强碱，反应生成CH3COONa，根据电荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，因为c(Na＋)＝c(CH3COO－)，可得c(H＋)＝c(OH－)，则混合后溶液呈中性，因为CH3COONa水解呈碱性，所以CH3COOH应过量，使溶液呈中性，所以b>0.01，故A项、B项正确；反应后溶液呈中性，c(H＋)＝10－7mol·L－1，c(CH3COO－)＝c(Na＋)＝12×0.01 mol·L－1＝0.005mol·L－1，c(CH3COOH)＝12×(b－0.01) mol·L－1，所以CH3COOH的电离常数K a＝10－9 b－0.01 mol·L－1，故C正确；向CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液的过程中，水的电离程度先增大，CH3COOH完全反应后，再滴加NaOH溶液，水的电离程度减小，故D项错误。