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第54讲水溶液中四大平衡常数的综合应用复习目标 1.掌握四大平衡常数[K a(K b)、K h、K w、K sp]的简单计算。
2.利用题目信息或图像，结合离子平衡，解决实际问题。
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增大M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)注意(1)四大平衡的基本特征相同，包括逆、动、等、定、变，其研究对象均为可逆变化过程。
(2)溶解平衡有放热反应、吸热反应，升高温度后K sp可能变大或变小；而电离平衡、水解平衡均为吸热过程，升高温度K a(或K b)、K h均变大。
2．四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向Q与K sp的关系平衡移动方向结论Q＞K sp逆向溶液过饱和，有沉淀析出Q＝K sp不移动溶液饱和，处于平衡状态Q＜K sp正向溶液未饱和，无沉淀析出(2)常数间的关系 ①强碱弱酸盐：K h ＝K w K a ；②强酸弱碱盐：K h ＝K wK b。
(3)判断离子浓度比值的大小变化。
如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH －)减小，由于电离平衡常数为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。
2018年北京顺义高中化学总复习水解常数(K h )与电离常数的关系及应用（学案）基础知识梳理1．水解常数的概念在一定温度下，能水解的盐(强碱弱酸盐、强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐)在水溶液中达到水解平衡时，生成的弱酸(或弱碱)浓度和氢氧根离子(或氢离子)浓度之积与溶液中未水解的弱酸根阴离子(或弱碱的阳离子)浓度之比是一个常数，该常数就叫水解平衡常数。
2．水解常数(K h )与电离常数的定量关系(以CH 3COONa 为例) CH 3COONa 溶液中存在如下水解平衡： CH 3COO －＋H 2OCH 3COOH ＋OH －K h ＝c CH 3COOH ·c OH －c CH 3COO －＝c CH 3COOH ·c OH －·c H ＋c CH 3COO －·c H ＋＝c OH －·c H ＋c CH 3COO －·c H ＋c CH 3COOH ＝K wK a因而K a (或K h )与K w 的定量关系为： (1)K a ·K h ＝K w 或K b ·K h ＝K w (2)Na 2CO 3的水解常数K h ＝K wK a2 (3)NaHCO 3的水解常数K h ＝K wK a13．水解平衡常数是描述能水解的盐水解平衡的主要参数。
它只受温度的影响，因水解过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。
专题训练1．已知25 ℃时，NH 3·H 2O 的电离平衡常数K b ＝1.8×10－5，该温度下1 mol·L －1的NH 4Cl 溶液中c (H ＋)＝________ mol·L －1。
(已知 5.56≈2.36) 答案 2.36×10－5解析 K h ＝c H ＋·c NH 3·H 2O c NH ＋4＝K wK bc (H ＋)≈c (NH 3·H 2O)，而c (NH ＋4)≈1 mol·L －1。
专题8.2 水的电离和溶液的酸碱性1、掌握水的电离过程以及离子积常数以及影响水电离平衡的因素。
2、了解PH的定义，溶液的酸碱性与pH的关系，测定pH方法及简单计算。
3、掌握酸碱中和滴定的基本方法和误差分析。
一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H 2O＋H2O H3O＋＋OH－，简写为H2O H++OH－（正反应为吸热反应）OH－其电离平衡常数：Ka =H2O2、水的离子积常数：（1）概念：在一定温度下，c(H＋)与c(OH－)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
（2）表达式：K w= c(H+)c(OH－)（3）数值：室温下：K w＝1×10－14。
（4）影响因素：只与温度有关，因为水的电离是吸热过程，所以升高温度，K w增大。
（3）适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
（4）K w揭示了在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，K w不变。
【特别提醒】①水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
即K w不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
不管哪种溶液均有c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O。
②水的离子积常数显示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。
3、影响水的电离平衡的因素（1）酸和碱：酸或碱的加入都会电离出H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离，水的电离程度减小，K w不变。
（2）温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离，[H+]与[OH-]同时同等程度的增加，水的电离程度增大，K w增大，pH变小，但[ H+]与[OH-]始终相等，故仍呈中性。
（3）能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，K w 不变。
2021届高三化学一轮复习——弱电解质的电离平衡（有答案和详细解析）一、选择题1．下列说法正确的一组是()①不溶于水的盐都是弱电解质②可溶于水的盐都是强电解质③0.5 mol·L－1的一元酸溶液中H＋浓度为0.5 mol·L－1④强酸溶液中的H＋浓度一定大于弱酸溶液中的H＋浓度⑤电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴阳离子⑥熔融的电解质都能导电A．①③⑤⑥B．②④⑤⑥C．只有⑤D．只有⑥答案C解析电解质的强弱与溶解性无关，不溶于水的盐可能是强电解质，如硫酸钡，故①错误；电解质的强弱与溶解性无关，可溶于水的盐可能是弱电解质，如醋酸铅，故②错误；0.5 mol·L－1一元酸溶液H ＋浓度不一定为0.5 mol·L－1，如醋酸，故③错误；强酸溶液中的H＋浓度不一定大于弱酸溶液中的H＋浓度，H＋浓度与酸的浓度、分子中氢离子的个数以及电离程度有关，与电解质的强弱无关，故④错误；电解质溶液导电的原因是溶液中有自由移动的阴阳离子，故⑤正确；酸在熔融态时均不导电，只有溶于水时才导电，故⑥错误；故选C。
2．已知醋酸达到电离平衡后，改变某条件电离平衡向正反应方向移动，则下列说法正确的是() A．醋酸的电离程度一定变大B．溶液的导电能力一定变强C．溶液的pH一定减小D．发生电离的分子总数增多答案D解析当增大醋酸的浓度时，平衡向正反应方向移动，但电离程度减小，c(H＋)变大，溶液导电能力增强，A项错误；若稀释醋酸，平衡右移，但c(H＋)、c(CH3COO－)均变小，导电能力减弱，B项错误；当向溶液中加碱时，c(H＋)变小，pH增大，平衡右移，C项错误；无论什么条件使平衡向右移动，一定会使发生电离的分子总数增多，D项正确。
3．(2019·宁波高考一模)下列说法正确的是()A．Cl2溶于水得到的氯水能导电，但Cl2不是电解质，而是非电解质B．只有在电流作用下KHSO4才能电离成K＋、H＋和SO2－4C．强电解质溶液的导电能力不一定都强；弱电解质溶液的导电能力不一定都弱D．BaSO4难溶于水，故BaSO4是弱电解质；醋酸铅易溶于水，故醋酸铅是强电解质答案C解析氯气为单质，既不是电解质也不是非电解质，A项错误；只有溶于水，在水分子作用下KHSO4才能电离成K＋、H＋和SO2－4，B项错误；电解质溶液导电能力与自由移动的离子浓度、离子带电荷数有关，而与电解质强弱无关，C项正确；电解质强弱与溶解性无关，与电离程度有关，硫酸钡难溶于水，但溶于水的部分完全电离，为强电解质，D项错误。
化学平衡常数及转化率的计算（答案在最后）1.提取信息计算化学平衡常数及转化率。
2．了解压强平衡常数的含义，并能进行简单计算。
考点一化学平衡常数及转化率的计算方法——“三段式”法1.分析三个量：即起始量、变化量、平衡量。
2．明确三个关系(1)对于反应物，起始量－变化量＝平衡量。
(2)对于生成物，起始量＋变化量＝平衡量。
(3)各转化量之比等于各参加反应的物质的化学计量数之比。
3．计算模型——“三段式”法(1)步骤：书写(写出有关化学平衡的化学反应方程式)―→列变量(列出各物质的起始、变化、平衡量)―→计算(根据已知条件列方程式计算)。
(2)模式：如反应：m A(g)＋n B(g)⇌p C(g)＋q D(g)，令A、B起始物质的量(mol)分别为a、b，达到平衡后，A的消耗量为mx，容器容积为1L。
m A(g)＋n B(g)⇌p C(g)＋q D(g)起始/mol a b00变化/mol mx nx px qx平衡/mol a－mx b－nx px qx【教考衔接】典例1[全国卷Ⅰ]H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)＋CO2(g)⇌COS(g)＋H2O(g)。
在610K时，将0.10mol CO2与0.40mol H2S充入2.5L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。
(1)H2S的平衡转化率α1＝________%，反应平衡常数K＝________(保留三位有效数字)。
(2)在620K时重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率α2________(填“>”“<”或“＝”，下同)α1，该反应的ΔH________0。
听课笔记典例2[2023·全国甲卷，28(2)]电喷雾电离等方法得到的M＋(Fe＋、Co＋、Ni＋等)与O3反应可得MO＋。
MO＋与CH4反应能高选择性地生成甲醇。
分别在300K和310K下(其他反应条件相同)进行反应MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH，结果如下图所示。
第三节 化学平衡的移动 化学平衡常数【高考新动向】【考纲全景透析】一、化学平衡常数1.化学平衡常数（1）定义：在一定温度下，达到平衡的可逆反应，其平衡常数用生成物平衡浓度(气体平衡分压)的方次之积与反应物平衡浓度(气体平衡分压)的方次之积的比值来表示，这时的平衡常数称为浓度平衡常数(压强平衡常数) （2）表达式用K c (K p )表示。
对cC(g)+dD(g),[][]ba dc c B A D C K = )()()()(B p A p D p C p K b a d c p = （3）影响因素：平衡常数K 与温度有关，与浓度和压强无关。
（4）平衡常数的意义：①K 的大小，可推断反应进行的程度。
K 越大，表示反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；K 越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率越小②平衡常数表达式表明在一定温度条件下达成平衡的条件。
在某温度下，某时刻反应是否达平衡，可用该时刻产物的浓度商Q c 与K c 比较大小来判断。
当Q c >kc ，υ(正)<υ(逆),未达平衡，反应逆向进行； 当Q c <kc ，υ(正)>υ(逆),未达平衡，反应正向进行； 当Q c =kc ，υ(正)=υ(逆),达到平衡，平衡不移动。
③平衡常数数值的大小，只能大致告诉我们一个可逆反应的正向反应所进行的最大程度，并不能预示反应达到平衡所需要的时间。
如2SO2(g)+O2SO3(g) 298K时K p＝3.6×1024很大，但由于速度太慢，常温时，几乎不发生反应。
二、化学反应进行的方向。
1．自发过程含义：在一定条件下，不需要借助外力作用就能自发进行的过程。
2、化学反应方向进行的判据（1）焓判据放热过程中体系能量降低，△H＜0，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，故只用焓变判断反应的方向不全面。
（2）熵判据①熵：量度体系混乱（或有序）的程度的物理量，符号S（同一物质，三种状态下熵值：气态＞液态＞固态）②熵增原理：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大。
高中化学一轮复习电离平衡常数（学案）
基础知识梳理
1．表达式
(1)一元弱酸HA 的电离常数：依据HA
H ＋
＋A －
，可表示为K a ＝c (A －
)·c (H ＋
)
c (HA )。
(2)一元弱碱BOH 的电离常数：依据BOH B ＋
＋OH －
，可表示为K b ＝c (B ＋)·c (OH －
)
c (BOH )。
2．特点
(1)电离平衡常数与温度有关，与浓度有关，降高温度，K 值增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K 越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
例如，在25 ℃时，K (HNO 2)＝4.6×10－
4，K (CH 3COOH)＝1.8×10－
5，因此HNO 2的酸性比CH 3COOH 强。
(3)多元弱酸的各级电离常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3……，故其酸性取决于第一步电离。
(1)H 2CO 3的电离常数表达式：K a ＝c 2(H ＋
)·c (CO 2－
3)
c (H 2CO 3)(×)
(2)电离常数可以表示弱电解质的相对强弱(√) (3)电离常数只与温度有关，与浓度有关(√)
(4)弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大(×)
(5)电离常数大的酸溶液中的c (H ＋
)一定比电离常数小的酸溶液中的c (H ＋
)大(×) (6)关于0.1 mol·L
－1
的氨水，加水稀释后，溶液中c (NH ＋4)、c (OH －
)变小(√)
(7)某一弱电解质，电离度越大，电离常数就越大(×) 1．H 2CO 3的电离平衡常数K a1＝4.3×10
－
7，K a2＝5.6×10
－
11，它的K a1、K a2差异很大的缘由
_________________________________________________________(从电离平衡的角度解释)。
答案 第一步电离发生的H ＋
对第二步的电离起抑制造用 2．局部弱酸的电离平衡常数如下表：
(1)HCOOH、H2S、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为_________________________。
(2)同浓度的HCOO－、HS－、S2－、HCO－3、CO2－3、ClO－结合H＋的才干由强到弱的顺序为________________________________________________________________________。
(3)按要求书写以下离子方程式
①将大批Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
________________________________________________________________________。
②将大批CO2气体通入NaClO溶液中
________________________________________________________________________。
③将大批CO2气体通入到Na2S溶液中
________________________________________________________________________。
答案(1)HCOOH＞H2CO3＞H2S＞HClO
(2)S2－＞CO2－3＞ClO－＞HS－＞HCO－3＞HCOO－
(3)①2HCOOH＋CO2－3===2HCOO－＋H2O＋CO2↑
②ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO－3
③CO2＋H2O＋2S2－===2HS－＋CO2－3
标题分类〔剖析〕
题组一运用电离常数判别酸性强弱
1．(2021·长沙质检)下面三个数据：7.2×10－4、4.6×10－4、4.9×10－10区分是以下有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，假定以下反响可以发作：NaCN＋HNO2===HCN＋NaNO2NaCN＋HF===HCN＋NaF NaNO2＋HF===HNO2＋NaF。
由此可判别以下表达中不正确的选项是()
A．K(HF)＝7.2×10－4
B ．K (HNO 2)＝4.9×10
－10
C ．依据两个反响即可得出一元弱酸的强弱顺序为HF ＞HNO 2＞HCN
D ．K (HCN)＜K (HNO 2)＜K (HF) 答案 B
2．(2021·河南省实验中学检测)体积为10 mL pH ＝2的醋酸溶液与一元酸HX 区分加水稀释至1 000 mL ，稀释进程中pH 变化如下图，那么HX 的电离平衡常数____(填〝大于〞〝等于〞或〝小于〞)醋酸的电离平衡常数；理由是__________________________________。
答案 大于 稀释相反倍数，HX 的pH 变化比CH 3COOH 的pH 变化大，酸性强，电离平衡常数大 解析 稀释100倍，HX 、CH 3COOH 溶液的pH 变化均小于2，二者均为弱酸，酸性HX ＞CH 3COOH 。
题组二 判别微粒比值的大小
3．将浓度为0.1 mol·L －
1 HF 溶液加水不时稀释，以下各量一直坚持增大的是( ) A ．c (H ＋
) B ．K a (HF) C.c (F －
)c (H ＋) D.c (H ＋
)c (HF )
答案 D
4．常温下，将0.1 mol·L
－1
的CH 3COOH 溶液加水稀释，请填写以下表达式中的数据变化状况(填〝变大〞
〝变小〞或〝不变〞)。
(1)c (CH 3COOH )c (H ＋
)________； (2)c (CH 3COO －
)·c (H ＋
)c (CH 3COOH )________；
(3)c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )________； (4)c (CH 3COO －
)c (CH 3COOH )·c (OH －)________。
答案 (1)变小 (2)不变 (3)变大 (4)不变 题组三 电离常数的有关计算
5．(2021·北京西城市模拟)室温时，0.1 mol·L
－1
某一元酸HA 在水中有0.1%发作电离，以下表达错误的选
A．该溶液的pH＝4
B．降高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离常数约为1×10－7
D．由HA电离出的c(H＋)约为水电离出的c(H＋)的106倍
答案B
6．碳氢化合物完全熄灭生成CO2和H2O。
常温常压下，空气中的CO2溶于水，到达平衡时，溶液的pH ＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol·L－1。
假定疏忽水的电离及H2CO3的第二级电离，那么H2CO3HCO－3＋H＋的电离常数K1＝________(：10－5.60＝2.5×10－6)。
答案 4.2×10－7
有关电离平衡常数计算的答题模板(以弱酸HX 为例)
HX
H ＋ ＋ X －
起始/mol·L －
1： c (HX) 0 0 平衡/mol·L －
1： c (HX)－c (H ＋
) c (H ＋
) c (H ＋
) 那么K ＝c 2(H ＋
)
c (HX )－c (H ＋)
由于弱酸只要极少一局部电离，c (H ＋
)的数值很小，可做近似处置：c (HX)－c (H ＋
)≈c (HX)。
那么K ＝
c 2(H ＋
)
c (HX)
或c (H ＋
)＝K ·c (HX)。
