高中化学五个平衡对比(化学平衡,电离平衡,水的电离平衡,水解平衡,溶解平衡)
广东省惠东县高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡“四大平衡”课件.pptx
可逆的
研究
溶液中的 包括强碱弱酸盐、溶液中的难溶
化学反
对象
弱电解质 强酸弱碱盐及弱 电解质
应
酸弱碱盐
溶液中的氯化
工业合 醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、
举例
银、硫酸钡、
成氨 氨水等 醋酸铵等
氢氧化铁等
3
2．产生原因及影响因素不同 中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的 因素也不完全相同．
(1)化学平衡 可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到 平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反 应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与 生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡 状态”，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下， 反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、 压强、反应物及生成物的浓度等．
16
2．元素(原子团)守恒
电解质溶液中的某些元素或原子团存在“守恒关系”，
如NH4Cl溶液中存在氮元素守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH
＋
4
)
＝c(Cl－)．这种守恒思想的合理利用往往可以使解题化难
为易．
17
3．质子守恒 电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存 在质子(H＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变， 称为质子守恒．如在NaHS溶液中，存在NaHS的电离 和水解及H2O的电离，其质子转移情况可作如下分析：
在一温度下达到平衡时，K＝ccmpCA··ccqnDB.
(2)平衡转化率
对于一般的化学反应：aA＋b
cC＋dD，达到平衡时
反应物A的转化率为：α(A)＝
A的初始浓度－A的平衡浓度 A的初始浓度
×100%＝c0Ac0－AcA×100%.
化学平衡与化学平衡常数
－)，因为
c(NH
＋
4
)
＝c(Cl－)，所以 c(OH －)＝c(H＋)，故溶液显中性． Kb＝
c?cN?HNH＋ 4 ?3··cH?O2OH?－?，c(NH＋4 )＝c(Cl－)＝0.005 mol·L－1，c(OH －)＝c(H＋)
＝10－7
mol·L
－1.c(NH
3·H
2O)
＝a2－c(NH
＋
2－ 4
，计算出
c(Ag＋)＝1.6×10－4
mol·L －1，所
以Ag2CrO 4的溶解程度更大，可以作指示剂．由 Ksp可知，
当滴定相同体积的硝酸银时， I－沉淀最多，剩余最小，所
以a、b、c分别表示 I－、Br －及Cl－.
C项中c(Br－)＝Ksp(AgBr)/ c(Ag＋)，同理c(Cl－)＝ Ksp(AgCl)/ c(Ag＋)，溶液中c(Ag＋)一定，c(Br－)/c(Cl－)＝ Ksp(AgBr)/ Ksp(AgCl)，C正确．D项中当I－的pX＝13时，c(I－) ＝10－13 mol·L－1，则c(Ag＋)＝8.3×10－4 mol·L－1. 答案：D
2．化学平衡常数K的数值大小是衡量化学反应进行程度的
标志，在常温下，下列反应的平衡常数的数值如下：
2NO(g)
N2(g)＋O2(g) K1＝1×1030
2H2(g)＋O2(g)
2H2O(g) K2＝2×1081
2CO2(g)
ห้องสมุดไป่ตู้
2CO(g)＋O2(g) K3＝4×10－92
以下说法正确的是
()
A．常温下，NO分解产生O2的反应的平衡常数表达式为 K1＝
专题六 化学平衡与化学平衡常数
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)＋H2O(l)HA(aq)＋OH－(aq) K h＝错误!＝K w/K aM 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13Fe2O3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO2(g)。
快速突破溶液中的“四大平衡”
｛高考高参｝快速突破溶液中的“四大平衡”●安徽安庆望江县第二中学 江已舒 安徽省滁州二中高中部 王叶梅（一）四大平衡相同点1.都有可逆性。
所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上，这四种平衡分别对应着一种可逆变化。
2.都可以用勒夏特列原理来解释。
当只改变体系中的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
（二）四大平衡不同点（三）对比表格，正确理解平衡之别1.以AgCl （s＋（aq ）＋Cl －（aq ） ΔH>0为例，2.四大平衡常数的比较（一）弱电解质的电离平衡考向1：溶液的酸碱性及pH 的计算【典例1】将pH ＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为（ ）A.9B.10C.11D.12【答案】C【解析】将pH ＝1的盐酸加适量水，pH 升高了1，说明所加的水的体积是原溶液体积的9倍；另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液后，pH 升高了1，则有10-1×1-10-1·x =10-2·（1+x ），解得x =9—11，则加入的9—=11∶1。
广义的化学平衡包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡以及狭义的化学平衡。
这四种平衡被称为四大化学平衡。
四大化学平衡是中学化学知识结构的核心内容之一，而有关这些平衡的试题在近几年的高考中出现的频率较高，逐渐成为高考的热点，考生在复习时需要给予足够的重视。
本文将对水溶液中的四大平衡进行类比分析和解读。
一、分析平衡，理清关系 二、把握命题考向，掌握解题金钥匙 ｛高考高参｝考向2：电离平衡常数的计算和应用【典例2】下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（ ）A. NH 3·H 2O 的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性B.c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)是个常数C.氨水促进了水的电离D.c (NH 4+) + c (H +)=c (NH 3·H 2O) + c (OH -)【答案】B【解析】溶液在任何情况下均呈电中性，A 项错误；设NH 3·H 2O 的电离常数为K b ，则K b =c (NH 4+)·c (OH -)———————c (NH 3·H 2O)，而K W =c (H +)·c (OH -)，两式相比得K b⸺K W =c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)，因为K b 、K W 为常数，故c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)为常数，B 项正确；NH 3·H 2O 电离出OH -，抑制了水的电离，C 项错误；根据溶液中的电4+) + c (H +)=c (OH -)，D项错误。
2019版高考化学第一轮复习 第八单元 水溶液中的离子平衡 高考热点题型8 五大平衡常数的比较与应用
-12-
1234
(2)已知25 ℃时Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,此温度下若在实验室中
配制5 mol·L-1 100 mL FeCl3溶液,为使配制过程中不出现浑浊现象,
则至少需要加入
mL 2 mol·L-1的盐酸(忽略加入盐酸体积
对离子浓度的影响)。
答案:(1)①������������Wa 增大 ②Cd2+、Zn2+ (2)2.5
K=04.52××402.5=1 024;(2)依据盖斯定律可知③式=12×②式+12×①式,所
以
ΔH3=12ΔH2+12ΔH1,K3=(K1)12
1
×(K2)2;(3)首先写出
H2SO3
H++HSO3- 、HSO3- +H2O H2SO3+OH-、H2O OH-+H+,前面的两 式相加即得第三式,所以 Ka×Kh=KW,所以 Ka=������������Wh ;或用三个平衡常数
入 NaOH,溶液中 c(H+)减小,所以������������((CCHH33���������������������������O������-���))的值变大。
答案:不变 变大
-10-
方法归纳 对于浓度比值变化的判断,可以先写出有关平衡常数 的表达式,然后找出条件改变时,比较容易判断浓度升高或降低的 微粒,最后综合分析。
-11-
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1.(1)已知:
在 25 ℃时,H2O H++OH- KW=10-14
CH3COOH H++CH3COO- Ka=1.8×10-5
①醋酸钠水解的平衡常数Kh与KW、Ka的关系是Kh=
快速突破溶液中的“四大平衡”
快速突破溶液中的“四大平衡”●安徽安庆望江县第二中学 江已舒 安徽省滁州二中高中部 王叶梅（一）四大平衡相同点1.都有可逆性。
所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上，这四种平衡分别对应着一种可逆变化。
2.都可以用勒夏特列原理来解释。
当只改变体系中的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
（二）四大平衡不同点（三）对比表格，正确理解平衡之别1.以AgCl （s＋（aq ）＋Cl －（aq ） ΔH>0为例，2.四大平衡常数的比较（一）弱电解质的电离平衡考向1：溶液的酸碱性及pH 的计算【典例1】将pH ＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为（ ）A.9B.10C.11D.12【答案】C【解析】将pH ＝1的盐酸加适量水，pH 升高了1，说明所加的水的体积是原溶液体积的9倍；另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液后，pH 升高了1，则有10-1×1-10-1·x =10-2·（1+x ），解得x =9—11，则加入的9—=11∶1。
广义的化学平衡包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡以及狭义的化学平衡。
这四种平衡被称为四大化学平衡。
四大化学平衡是中学化学知识结构的核心内容之一，而有关这些平衡的试题在近几年的高考中出现的频率较高，逐渐成为高考的热点，考生在复习时需要给予足够的重视。
本文将对水溶液中的四大平衡进行类比分析和解读。
二、把握命题考向，掌握解题金钥匙 考向2：电离平衡常数的计算和应用【典例2】下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（ ）A. NH 3·H 2O 的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性B.c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)是个常数C.氨水促进了水的电离D.c (NH 4+) + c (H +)=c (NH 3·H 2O) + c (OH -)【答案】B【解析】溶液在任何情况下均呈电中性，A 项错误；设NH 3·H 2O 的电离常数为K b ，则K b =c (NH 4+)·c (OH -)———————c (NH 3·H 2O)，而K W =c (H +)·c (OH -)，两式相比得K b⸺K W =c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)，因为K b 、K W 为常数，故c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)为常数，B 项正确；NH 3·H 2O 电离出OH -，抑制了水的电离，C 项错误；根据溶液中的电4+) + c (H +)=c (OH -)，D项错误。
中学化学中的“四大平衡”
(3)电离平衡常数 电离平衡常数 对于一元弱酸HA： ①对于一元弱酸 ：HA c(H＋)·c(A－) ( ( . c(HA) ( ) 对于一元弱酸BOH：BOH ②对于一元弱酸 ： c(OH－)·c(B－) ( ( K＝ . ＝ c(BOH) ( ) B＋＋OH－，平衡常数 H＋＋A－，平衡常数 ＝ 平衡常数K＝
注意：同一个反应中，反应物可以是多种， 注意：同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反 应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度， 应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可 以提高其他反应物的转化率． 以提高其他反应物的转化率．工业生产中常常提高廉 价原料的比例，从而增大其他原料的利用率． 价原料的比例，从而增大其他原料的利用率．
能够水解的盐类， 能够水解的盐类， 溶液中的 包括强碱弱酸盐、 包括强碱弱酸盐、 溶液中的难溶 弱电解质 强酸弱碱盐及弱 电解质 酸弱碱盐
溶液中的氯化 醋酸溶液、 碳酸钠、氯化铁、 工业合 醋酸溶液、 碳酸钠、氯化铁、 硫酸钡、 举例 银、硫酸钡、 成氨 氨水等 醋酸铵等 氢氧化铁等
2．产生原因及影响因素不同 ． 中学化学中的四种平衡产生的原因不同， 中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的 因素也不完全相同． 因素也不完全相同． (1)化学平衡 化学平衡 可逆反应中，正反应和逆反应同时进行， 可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到 平衡前，正反应速率大于逆反应速率， 平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反 应进行到正反应速率与逆反应速率相等时， 应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与 生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡 生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种 平衡 状态”，这就是化学反应所能达到的限度 同条件下 同条件下， 状态 ，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下， 反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、 反应物的转化率最大 ．影响这种平衡的因素有温度、 压强、反应物及生成物的浓度等． 压强、反应物及生成物的浓度等．
化学中的四大平衡
A的初始浓度－A的平衡浓度 物 A 的 转 化 率 为 ： α(A) ＝ A的初始浓度 c0A－cA ×100%＝ ×100%。 c0A
助学园地
阅卷现场
注意 同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物 的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其 他反应物的转化率。工业生产中常常提高廉价原料的比 例，从而增大其他原料的利用率。 (3)电离平衡常数
章末整合
一、四大平衡不同点的比较 广义的化学平衡包括狭义的化学平衡、电离平衡、水 解平衡、沉淀溶解平衡。这四个方面的平衡被称为四大化 学平衡。四大平衡是中学化学知识结构的核心内容之一， 起到了支点的作用。
助学园地
阅卷现场
1．研究对象不同 平衡 化学平衡 类型 研究 可逆的化 对象 学反应 工业 合成氨 电离平衡 溶液中的 弱电解质 水解平衡 沉淀－ － － 2. 酸式弱酸根离子如 HCO－ 、 HS 、 HSO 既不能与 OH 3 3
大量共存，又不能与 H 大量共存。
3. 有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存， 如 Ba2＋、
－ 2－ Ca2＋、Mg2＋、Ag＋等不能与 SO2 、 CO 4 3 等大量共存。
能够水解 溶液中的难 的盐类 溶电解质
举例
溶液中的氯 碳酸钠、 醋酸溶液、 化银、硫酸 氯化铁、 氨水等 钡、氢氧化 醋酸铵等 铁等
助学园地
阅卷现场
2.描述方法不同
(1)化学平衡常数 对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一温
[cC]p· [cD]q 度下达到平衡时，K＝ 。 [cA]m· [cB]n (2)平衡转化率 对于一般的化学反应：aA＋bB cC＋dD，达到平衡时反应
H＋＋OH－。水的电离程度大小是用离子积(KW)来表示的，
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。
解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。
如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。
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)。
四大平衡
最简式
例 3%的甲酸的密度= 1.0049 g/ cm3，其pH = 1.97， 问稀释多少倍后，甲酸溶液的电离度增大为稀释前的 10倍？ 分析：由甲酸的密度和溶质质量分数可求出甲酸的 物质的量的浓度；由pH值可求出[H+]，再由物质的 量浓度和[H+]，就可求出甲酸稀释前的电离度α1。 稀释后的电离度为10α1，但浓度变化不影响电离常 数，则可由稀释前后不同浓度数值所表达的电离常 数，求出稀释前后浓度的比值，即为所要稀释的倍 数。 117.8
1-1-6 酸碱平衡
一元弱酸
起始浓度 平衡浓度 c c-[H3O+]
Ki 与α 都能说明弱电解质的解离程度； 但α 与c有关，Ki 与c无关。
A(aq) + H3O+(aq) 0 [A] = [H3O+] 0 [H3O+] (忽略水的电离)
HA(aq) + H2O(l)
或：
c(1-α）
cα
Ka
2
cα
( c )
2
若(c)/Ki ≧500, 1-α≈1
[H3O+]2 Ka= ————— ≈ [H3O+]2 c-[H3O+]
c (1 )
c
2
1
c
2
[H 3O ]
[ H 3O ]
Ka
K a 4K ac 2
近似式 (c/Ka>500）
K a c c
H2O + NH3 ＝ NH4+ + OHHAc + H2O ＝ H3O+ + AcAl(H2O)63+ + H2O ＝ H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+
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。
五大平衡常数
中南大学
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℃)
中南大学
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
中南大学
统计预测
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
化学平衡、电离平衡、溶解平衡
平衡影响因素 相似
弱电解质 难容电解 质
K值意义
衡量可逆反 衡量弱电 衡量难容 应进行程度 解质酸碱 电解质溶
性强弱 解性大小
—5—
溶解平衡的定义：在一定温度下，当沉淀 溶解成离子速率与离子结合成沉淀的速率相等 时， 即达到溶解平衡状态。
溶度积定义：在一定条件下， 难溶电解质 达 溶解平衡时，溶解生成的离子浓度幂之积是常数。
—4—
化学平衡、电离平衡、溶解平衡对比
化学平衡 电离平衡 溶解平衡
研究对象
可逆反应
平衡特点
பைடு நூலகம்
相似
平衡判断
相似
人教版《化学》选修四
化学平衡、电离平衡、溶解平衡复习
授课教师：陈燕祝
一化学平衡
化学平衡的定义：一定条件下，可逆反应中反应 中，当正反应速率与逆反应速率相等 ，各物质的 物质量浓度 不变 的状态。
化学平衡常数定义：在一定温度下，当一个可逆 反应达化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物
浓度幂之积的比值为常数
—2—
二 电离平衡
电离平衡的定义：在一定的条件下，当弱电解 质电离出离子的速率与离子结合成分子的速率相等 ， 电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
电离平衡常数定义：在一定条件下弱，电解质溶液达 到电离平衡时，溶液中 电离产生的离子浓度幂之
积与分子浓度之比 是一个常数，叫做电离平衡常数，
—3—
三 溶解平衡
电离平衡水解平衡溶解平衡
升高温度，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。
②浓度
加水稀释，电离平衡向正反应方向移动，电离度增大。即浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。
五、水的电离平衡
:1：水是一种极弱的电解质，它能发生微弱的电离。
H2O＋H2O H3O＋＋OH－ΔH>0
或2H2O H3O＋＋OH－ΔH>0，
通常简写为H2O H＋＋OH－ΔH>0。
二、弱电解质的电离过程是可逆的
1．电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
2．弱电解质电离方程式的书写
弱电解质电离是可逆的，用“ ”表示。
如：CH3COOH H＋＋CH3COO－，NH3·H2O NH ＋OH－。
非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能产生自由移动的离子的化合物。
电解质和非电解质的范畴都是化合物，所以单质既不是电解质，也不是非电解质。
Na、Cl2、NH3、SO2、NO2溶于水后，其溶液都能导电。它们不是(填“是”或“不是”)电解质，在其水溶液中的电解质分别是(水除外)NaOH、HCl和HClO、NH3·H2O、H2SO3、HNO3。
2：水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
多元弱酸盐分步水解，如CO32-+H2O HCO3-+OH-，HCO3-+H2O H2CO3+OH-。
通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。
同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L Na2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/L NH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L NH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。
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T↑，→，促进水解
(大多数)T↑，→，促进溶解
浓度
加溶质
c↑，→，电离度↓
--------------------------
c↑，→，水解度↓平衡来自移动加水→，越稀越电离
-------------------------
→，越稀越水解
→，越稀越溶解
外加试剂
同离子
←，抑制电离
←，抑制电离
溶液中的几种平衡对比
弱电解质的电离平衡
水的电离平衡
盐类的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
研究对象
弱酸、弱碱
水
能水解的盐
难溶电解质
方程式（举例）
特征
“逆、动、等、定、变”
影响因素
内因
弱酸（碱）的强弱
--------------------------
弱离子对应的弱酸（碱）的强弱
溶解度的大小
外因
温度
T↑，→，促进电离
←，抑制水解
←，抑制溶解
反应离子
→，促进电离
→，促进电离(盐的水解)
→，促进水解
→，促进溶解
平衡常数
表达式
Ka(或Kb)=
Kw=
Kh=
Ksp=
影响因素
温度
意义、应用
Ka越大，酸性越强