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高中化学水溶液中的三大平衡及其常数计算

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巧解高考化学题的四大法宝：溶液中的“三大常数”

巧解高考化学题的四大法宝：溶液中的“三大常数”

1、
电离平衡常数的计算
• （1）在25 ℃下，将a mol· L－1的氨水与0.01 mol· L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中 c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显__________(填“酸”、 “碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3· H2O的电 离常数Kb＝ ________________________________________ __________。 • （2）．碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。常温 常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液 的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5 mol· L－1。若 忽略水的电离及H2CO3的第二级电离， • 则H2CO3 HCO＋H＋的平衡常数K1＝________。 (已知：10－5.60＝2.5×10－6)
溶液中的“三大常数”
电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数是溶液 中的三大常数，它们均只与温度有关。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反应。有关常数的计 算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓 度的变化而变化来进行。 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，Ka、Kh、Kw的 关系是Kw＝Ka· Kh。 (2)M(OH)n悬浊液中Ksp、Kw、pH间关系 M(OH)n(s) Mn＋(aq)＋nOH－(aq) Ksp＝c(Mn＋)· cn(OH－)＝· cn(OH－)＝＝()n＋1。
• （3）．常温中滴加等体积的b mol· L －1的盐酸使溶液呈中性(不考虑盐酸和醋酸的 挥发)，用含a和b的代数式表示醋酸的电离常 数Ka＝________。 • （4）．在一定条件下可用甲醇与CO反应生成 醋酸消除CO污染。常温下，将a mol· L－1的醋 酸与b mol· L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充 分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO －)，则该混合溶液中醋酸的电离常数K ＝ a ________________(用含a和b的代数式表示)。

(完整版)高中化学三大平衡

(完整版)高中化学三大平衡

水溶液中的化学平衡高中化学中，水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。

看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反应平衡。

所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。

化学平衡勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全消除这种改变。

比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。

1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。

双水解除外。

2、弄清楚三类反应的区别和联系。

影响电离平衡的因素1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动1、电离平衡定义：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率）（如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程）范围：弱电解质（共价化合物）在水溶液中外界影响因素：1）温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的）2）浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动）3）外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动2、水解平衡定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。

高中化学三大平衡

高中化学三大平衡

水溶液中的化学平衡高中化学中，水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。

看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反应平衡。

所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。

化学平衡勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全消除这种改变。

比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。

1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。

双水解除外。

GAGGAGAGGAFFFFAFAF2、弄清楚三类反应的区别和联系。

影响电离平衡的因素1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动1、电离平衡定义：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率）（如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程）范围：弱电解质（共价化合物）在水溶液中GAGGAGAGGAFFFFAFAF外界影响因素：1）温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的）2）浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动）3）外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动2、水解平衡定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。

高三化学四大平衡常数专题

高三化学四大平衡常数专题

高三化学四大平衡常数专题在高中化学的学习中，平衡常数是一个重要的概念，尤其是在高三阶段，化学平衡是一个被广泛研究的领域，涉及到各种不同类型的平衡，其中包括四大平衡常数，分别是离子积常数、酸解离常数、碱解离常数和溶解度积常数。

接下来，本文将详细介绍这四个平衡的概念以及计算方法。

离子积常数离子积常数是指物质在水溶液中分解产生的离子浓度与摩尔浓度之积之比，通常用Kw表示。

在常温常压下，水的离子积常数为1.0x10^-14。

当溶液中的酸或碱浓度变化时，水的离子积常数也随之发生变化。

例如，当酸浓度增加时，溶液中的[H+]浓度增加，[OH-]浓度下降，水的离子积常数也随之更改。

酸解离常数酸解离常数是指酸在水溶液中分解成离子的浓度之比，通常用Ka 表示。

具有较强的酸性的物质，其Ka值较大，反之则较小。

例如，HCl的Ka值大约是1.0x10^6，而苯甲酸的Ka值只有1.5x10^-5，表明苯甲酸的酸性比HCl要弱。

碱解离常数碱解离常数是指碱在水溶液中分解成离子的浓度之比，通常用Kb 表示。

与酸解离常数相似，具有较强碱性的物质，其Kb值较大，反之则较小。

溶解度积常数溶解度积常数是指物质在水中溶解达到饱和时，其溶解度所产生的离子浓度的乘积，通常用Ksp表示。

溶解度积常数用于描述物质在水中的溶解度情况。

举个例子，AgCl的Ksp值为1.77x10^-10，表示在水中饱和时，Ag+和Cl-离子的浓度乘积为1.77x10^-10。

总结：高三化学学习中，四大平衡常数都扮演着重要的角色。

离子积常数是水中[H+]和[OH-]离子的乘积，酸度和碱度的大小可以通过对酸解离常数和碱解离常数的比较来确定。

溶解度积常数则是描述溶解物质在水中的溶解情况所必需的。

学生应该清楚这些平衡的概念及其计算方法。

高中化学化学平衡常数计算公式推导

高中化学化学平衡常数计算公式推导

高中化学化学平衡常数计算公式推导化学平衡常数是描述化学反应达到平衡时反应物和生成物浓度之间的关系的一个重要指标。

在化学平衡常数的计算中，有一些常用的公式可以帮助我们进行推导和计算。

本文将介绍一些常见的化学平衡常数计算公式，并通过具体的例子来说明其应用。

一、平衡常数的定义化学平衡常数(Kc)是指在特定温度下，反应物和生成物浓度之间的比值的乘积，用于描述化学反应达到平衡时各组分浓度的相对大小。

平衡常数的计算公式如下：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的浓度，a、b、c、d分别表示反应物A、B和生成物C、D的摩尔系数。

二、浓度单位的转换在计算平衡常数时，我们需要将反应物和生成物的浓度转换为适合计算的单位。

常见的浓度单位包括摩尔/升(mol/L)、摩尔分数和百分比。

下面以摩尔/升为例进行说明：1. 摩尔分数转换为摩尔/升：浓度（mol/L）= 摩尔分数 ×溶液的密度2. 百分比转换为摩尔/升：浓度（mol/L）= 百分比浓度 ×溶液的密度 / 100三、平衡常数的计算公式推导1. 反应物和生成物浓度已知的情况下：假设反应物A、B和生成物C、D的初始浓度分别为[A]₀、[B]₀、[C]₀、[D]₀，平衡时浓度分别为[A]、[B]、[C]、[D]。

根据化学平衡常数的定义，我们可以得到以下公式：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b= ([C] / [C]₀)^c ([D] / [D]₀)^d / ([A] / [A]₀)^a ([B] / [B]₀)^b2. 初始浓度和平衡浓度之间的关系：在大多数情况下，初始浓度和平衡浓度之间存在一定的关系。

例如，对于一个反应物A，其初始浓度为[A]₀，平衡时浓度为[A]，则有以下关系：[A] = [A]₀ - x其中，x表示反应物A的消耗量。

三大平衡常数

三大平衡常数

达式是平衡时 各生成物浓度 若A为固体,a A(s)+ b B(g) c C(g)+d D(g), 平衡常数表 幂之积与各反 cc(C)• cd(D) 。 达式为： K = 应物浓度幂之 cb(B) -)• c(H+) c (CH COO 3 积的比值。 如CH COOH CH COO-+ H+，电离平衡常数 Ka = 。
例如
相同温度下 Ksp S
AgCl
1．8×10-10
1．5×10-4
Ag2CO3
8．1×10-12
3．2×10-3
3、平衡常数的影响因素：
平衡常数只与 温度 有关。
若正反应是吸热反应，升高温度，K
增大；
若正反应是放热反应，升高温度，K 减小。
三大平衡常数 ——高考“新宠”
考点分析
化学平衡常数、电离平衡常数、沉淀溶解平衡常数位于
三大平衡常数 ——高考“新宠”
考点解读 1、理解化学平衡常数、电离平衡常 数、溶度积的含义，会书写相应 的表达式。 2、能利用化学平衡常数进行简单的 计算。 3、知道平衡常数的应用。
自主复习
1、平衡常数表达式： 对于可逆反应：a A(g)+ b B(g) c C(g)+d D(g)，其中a、 b 、 c 、 d 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表 cc(C)• cd(D) 达式为： 。 平衡常数的表 K = a b c (A)• c (B)
NH3 (g) K2 = 3.87 10 2
K1 = K22
2、平衡常数的意义： （1）平衡常数K的大小能说明反应进行的程度（也叫反 应的限度）。K值越大，表明反应进行得越完全 ；K值 越小，表示反应进行得越不完全 。 （ 2 ）弱酸、弱碱的电离常数能够反映弱酸、弱碱酸 碱性的相对强弱。电离常数越大，弱酸(碱)的酸(碱) 性越强， 反之,则越弱 。 （3）一定温度下,用溶度积常数比较溶解度大小,必须 是电解质组成相似的物质。

水溶液中四大平衡常数的计算及应用

水溶液中四大平衡常数的计算及应用

根据
Ka
=
c（
HB － c（
） ·c（ H2 B）
H
+
）
，知
c（ H2 B）
=
0． 1 × 10 1 × 10 －
－ 2
3
mol·L － 1 = 1 × 10 － 2 mol·L － 1 ．
答 案： （ 1 ） 1 × 10 －13
（ 2）
2b × 10 － 6． 5 a － 2b
（ a － 2b） × 10 － 6． 5 2b
解析 由 AgCl 的 Ksp = c（ Ag + ） ·c（ Cl － ） ，当溶液中
Cl － 恰好完全沉淀（ 浓度等于 1． 0 × 10 －5 mol·L －1 ） 时，溶液中
c（ Ag + ）
=
2． 0 1． 0
× 10 －10 × 10 －5
mol · L －1 = 2． 0 × 10 －5 mol · L －1； 由
c（ OH － ）
= 10 － 6． 5 ，c（ CH3 COO － ）
=2
×
b
×
1 2
mol·L －1 ，
Ka
=
b
× 10 － 6． 5 a －b
=
2b × 10 － 6． 5 a － 2b
2
Kh
=
2
b
10 － 13 × 10 －
6．
5
=
（
a
－ 2b） × 10 2b
－ 6． 5
a － 2b
（
3）
— 90 —
c（ H + ） （ 2） 0． 6162
二、溶度积（ Ksp） 的计算与应用

化学反应的平衡常数计算方法和公式

化学反应的平衡常数计算方法和公式

化学反应的平衡常数计算方法和公式化学反应的平衡常数是描述反应体系平衡状态的重要参量，它可以定量地反映反应物与生成物在平衡浓度下的相对浓度关系。

平衡常数的计算方法和公式因反应类型的不同而有所不同。

下面将详细介绍一些常见的反应类型及其平衡常数的计算方法和公式。

一、气相反应的平衡常数计算方法和公式对于气相反应，平衡常数用气体分压表示。

以一般化学反应为例：aA + bB ⇌ cC + dD其中，A、B为反应物，C、D为生成物，a、b、c、d为反应物和生成物的计数系数。

平衡常数K的表达式为：K = (C^c * D^d) / (A^a * B^b)其中，A、B、C、D分别为相应物质的分压。

二、液相反应的平衡常数计算方法和公式对于液相反应，平衡常数用物质的浓度表示。

以一般化学反应为例：aA + bB ⇌ cC + dD其中，A、B为反应物，C、D为生成物，a、b、c、d为反应物和生成物的计数系数。

平衡常数K的表达式为：K = ([C]^c * [D]^d) / ([A]^a * [B]^b)其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别为相应物质的浓度。

三、溶液反应的平衡常数计算方法和公式对于溶液反应，平衡常数用物质的浓度表示。

以一般化学反应为例：aA + bB ⇌ cC + dD其中，A、B为反应物，C、D为生成物，a、b、c、d为反应物和生成物的计数系数。

平衡常数K的表达式为：K = ([C]^c * [D]^d) / ([A]^a * [B]^b)其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别为相应物质的浓度。

注意：对于溶液反应，平衡常数K通常使用摩尔浓度（mol/L）表示。

四、其他反应类型的平衡常数计算方法和公式除了上述介绍的气相反应、液相反应和溶液反应，还有一些其他特殊类型的反应，其平衡常数的计算方法和公式稍有不同。

例如，对于纯净固体反应、液相与气相混合反应、液相反应与溶液反应等，其平衡常数表达式会根据具体情况进行调整。

水溶液中酸碱三大平衡

水溶液中酸碱三大平衡

03
质子平衡
三、质子平衡
酸碱反应达平衡时酸失去的质子数等于碱得到的质子数。
质子平衡式（质子条件式）PBE
1．零水准法（质子参考水准） ➢零水准物质的选择 a．溶液中大量存在的 b．参与质子转移反应 ➢质子条件式书写方法 等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子后产物 根据质子得失相等原则列出质子条件式
练习：
1.C mol/mL的NH3的物料平衡式
2.C mol/mL的NH4Cl的物料平衡式
02
电荷平衡
二、电荷平衡
酸碱溶液呈电中性，荷正电的质点数等于荷负电的质 点数。
电荷平衡式 CBE
例1：C mol/mL的HAC的电荷平衡式 [H +] = [AC-] +[OH-]
例2：C mol/mL的H3PO4的电荷平衡式 [H +] = [H2PO4-] +2[HPO42-] + 3[PO43-] + [OH-]
水溶液中酸碱三大平衡
CONTENTS 目 录
01 物料平衡 02 电荷平衡 03 质子平衡
01
物料平衡
一、物料平衡
化学平衡中，每一给定的分析浓度等于各存在型体平 衡浓度之和。
一元弱酸：两种型体 二元弱酸：三种型体 三元弱酸：四种型体 N元弱酸：N+1种型体
物料平衡式（质量平衡式）MBE
例1：C mol/mL的HAC的物料平衡式 C = [HAC] + [AC-]
质子平衡式（质子条件式）PBE
质子平衡式（质子条件式）PBE
质子平衡式（质子条件式）PBE
练习：
1.C mol/mL的NH3水溶液的质子平衡式 2.C mol/mL的NH4Cl水溶液的质子平衡式

溶液中的三个平衡与三个守恒

溶液中的三个平衡与三个守恒

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。

有关水溶液中平衡常数关系计算-高考化学复习

有关水溶液中平衡常数关系计算-高考化学复习

答案 反应 Hg2＋(aq)＋HS－(aq) HgS(s)＋H＋(aq)的平衡常数 K＝1.75×1038，即 K＝
cH＋ cHS－·cHg2＋
＝
cH＋·cS2－ cHS－·cHg2＋·cS2－
＝
Ka2 ＝ KspHgS
1.75×1038
，
则
Ksp(HgS)＝KKa2＝
71..075××101－01358＝4.0×10－53。
为避免 BaMoO4 中混入 BaCO3 沉淀，必须满足cHc＋H·cCMOo－ 3 O 24－≤Ka2K·KspspBBaCaMOo3O4， 由于“沉钼”中 pH 为 7.0，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，所以溶液中ccMHCoOO24－ 3－＝ 1×K1a02·－K7s×pBKasMpBoOaC4O3时，开始生成 BaCO3 沉淀， 因此，c(HCO－ 3 )∶c(MoO24－)＝ 1×K1a20·－K7s×pBKaspMBoaOC4O 3＝41.7××1100－－71×1×23.6.5××1100－－98时，应停止加入 BaCl2 溶液。
7.探究对氯苯甲酸(HA)在苯—水体系中的溶解状况。 已知：常温下，HA 在水(W)和苯(B)两相间的分配系数：KD＝ccHHAAWB＝1.00(只与温度 有关) 在水中，HA H＋＋A－ ΔH＞0，其 Ka(HA)＝1.00×10－4 在苯中，HA 只发生二聚：2HA (HA)2 实验测得：水中 c(A－)＝5.00×10－4 mol·L－1 时，苯中的 cHA2＝7.05×10－4 mol·L－1 试回答下列问题： (1)水溶液的pH＝___3_._3___(lg 5≈0.7)。
cSO24－
(2)若将该溶液蒸发掉一部分水后恢复至室温，推理分析浓缩后溶液中

化学管理--水溶液中四大平衡

化学管理--水溶液中四大平衡

K a ,1
K a,2
计算时只考虑一级电离。
3. 一元弱碱的电离平衡
例 一元弱碱氨水的电离平衡:
起始 平衡
NH3·H2O==NH4++OH-
c0
00
c0 (1－α) c0α c0α
K
b
[OH ]2 c0 [OH ] ,
[OH ]
K
b
K
b
2
4
K
b
c0
2
[OH ] c0 c0
K
b
c0,盐
K
a
h [H ] c0,盐
c0,盐
K
h
100%
c0,盐
K
w
K
b
c0,盐
100%
K
h
100%
c0,盐
(3). 弱酸弱碱盐的水解
(a). 弱酸弱碱盐水解平衡常数
NH4Ac == NH4+ + Ac-
+
+
H2O == OH- + H+
KbΘ
KaΘ
NH3·H2O HAc
NH4+ + Ac- + H2O ==NH3·H2O + HAc
2. 控制适当的浓度比。一般地说，缓冲溶液中共轭酸碱对
的浓度接近时，溶液的缓冲作用才较大，等于1时最大。
缓冲对比值保持在1/10~10/1之间的浓度范围称为有效
缓冲范围。
pH
pK
a
1
盐溶解在水中得到的溶液可能是中性的，也可能是酸性或 碱性的，这和盐的性质有关： 强酸强碱盐：如NaCl，其水溶液显中性； 强酸弱碱盐：如NH4Cl，FeCl3等，其水溶液显酸性； 弱酸强碱盐：如NaAc，Na2CO3等，其水溶液显碱性； 弱酸弱碱盐：如NH4Ac，NH4CN等，其水溶液可能显中性、酸 性甚至碱性，这取决于弱酸弱碱的相对强弱；

2014广东省高考溶液三大平衡以及三大平衡常数

2014广东省高考溶液三大平衡以及三大平衡常数

三大平衡与三大常数电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。

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，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

知识精讲1．抓住“四因素”突破弱电解质的电离平衡弱电解质的电离是可逆过程，在分析外界条件对电离平衡的影响时，要灵活运用勒夏特列原理，结合实例进行具体分析。

一般考虑以下几个方面的影响：(1)溶液加水稀释：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大；但在弱酸溶液中c(H＋)减小，弱碱溶液中c(OH－)减小。

(2)加热：电离是吸热的，加热使电离平衡向右移动，溶液中弱电解质分子数减小，溶液中离子浓度增大。

(3)同离子效应：当向弱电解质溶液中加入的物质含有与弱电解质相同的离子时，由于同种离子的相互影响，使电离平衡向左移动，弱电解质的电离程度减小。

(4)加入能反应的物质：当向弱电解质溶液中加入的物质能和弱电解质电离出的离子反应时，电离平衡向右移动，参加反应的离子浓度减小，其他的离子浓度增大。

2．“用规律”、“抓类型”突破盐类水解问题(1)规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。

(2)类型：①强碱弱酸盐，阴离子水解，其水溶液呈碱性，如醋酸钠水解的离子方程式为CH3COO－＋H2O==CH3COOH＋OH－；多元弱酸酸根分步水解，如碳酸钠水解的离子方程式为CO2－3＋H2O==HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O==H2CO3＋OH－。

②强酸弱碱盐，阳离子水解，其水溶液呈酸性，如氯化铵、氯化铝水解的离子方程式分别为NH＋4＋H2O ==H＋＋NH3·H2O、Al3＋＋3H2O==Al(OH)3＋3H＋。

③NaCl等强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。

④弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。

当K a＝K b时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K a>K b时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K a<K b时，溶液显碱性，如NH4HCO3。

化学平衡常数的计算公式

化学平衡常数的计算公式

化学平衡常数的计算公式化学平衡是指在化学反应过程中，反应物转化成产物的速度与产物转化成反应物的速度相等的状态。

平衡常数（K）是用来描述平衡状态下反应物和产物浓度之间的关系的数值。

计算化学平衡常数的公式取决于反应方程式的形式。

一、当反应是简单的惰性气体或溶液中的理想溶液之间的平衡时，计算平衡常数的公式如下：对于气体反应：aA(g) + bB(g) ⇄ cC(g) + dD(g)平衡常数公式为：Kp = (Pc^c * Pd^d) / (Pa^a * Pb^b)其中，P表示气体分压。

对于溶液中反应：aA(aq) + bB(aq) ⇄ cC(aq) + dD(aq)平衡常数公式为：Kc = ([C]^c * [D]^d) / ([A]^a * [B]^b)其中，[ ]表示溶液中物质的浓度。

二、当反应是气体反应中涉及到分压不明显的固体或液体时，可以使用摩尔浓度来计算平衡常数。

平衡常数的计算公式如下：对于气体反应：aA(g) + bB(g) ⇄ cC(g) + dD(g)平衡常数公式为：Kc = ( [C]^c * [D]^d ) / ( [A]^a * [B]^b * (RT)^(c+d-a-b) )其中，R是气体常数，T是温度，[ ]表示物质的摩尔浓度。

三、当反应涉及到溶质的活性系数时，需要引入活度来计算平衡常数。

平衡常数的计算公式如下：对于溶液中反应：aA(aq) + bB(aq) ⇄ cC(aq) + dD(aq)平衡常数公式为：Kc = ( aC * aD ) / ( aA * aB )其中，a表示溶质的活度。

四、当反应涉及到非均相平衡时，可以使用活度或者逸度来计算平衡常数。

平衡常数的计算公式如下：对于非均相反应：aA(s) + bB(s) ⇄ cC(s) + dD(g)平衡常数公式为：K = ( aC * aD ) / ( aA * aB * γC^c * γD^d )其中，γ表示非电离物质的逸度。

水化学平衡的独立变数与平衡计算

水化学平衡的独立变数与平衡计算

水化学平衡的独立变数与平衡计算
化学平衡常数计算公式：k=（c）^c（d）^d/（a）^a（b）^b。

化学平衡常数是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不考虑反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比值是个常数，用k表示。

k值的大小，表示在该温度下达到平衡时，反应进行的程度（反应的限度），k值越大，表明反应进行的程度越大；反之则越小。

对称化学反应达至均衡时，每个产物浓度系数次幂的连乘积与每个反应物浓度系数次幂的连乘积成正比，这个比值叫作平衡常数。

反应展开得越全然，平衡常数就越大。

当一个可逆反应到达平衡时，生成物浓度之幂或分压力的乘积与反应物浓度的幂（幂指数为对应物质的化学计量数）或分压力的乘积之间的比值。

用浓度计算的平衡常数以kc 表示。

用分压力计算的平衡常数以kp表示。

在压力（或各物质的浓度）并不大时，平衡常数在温度一定的情况下维持维持不变。

从平衡常数的大小，可以确认在该温度下可逆反应中的也已反应可能将达至的程度。

平衡常数不仅在分析化学和物理化学中有重要的理论意义，而且在化学工艺中一项重要的数据，可用以通过计算来确定生产条件。

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水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算1.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K h)进行相关计算。

2.了解盐类水解的原理，影响盐类水解程度的主要因素，盐类水解的应用。

3.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。

理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。

4.以上各部分知识的综合运用。

命题热点提炼三年考情汇总核心素养链接3.溶液中的“四大平衡常数”的计算及应用2016·Ⅰ卷T12，T272018·Ⅲ卷T122017·Ⅰ卷T13(A)、T27，Ⅱ卷T12(B)，Ⅲ卷T13(A)2016·Ⅰ卷T27，Ⅱ卷T281.平衡思想——能用动态平衡的观点考察，分析水溶液中的电离、水解、溶解三大平衡。

2.证据推理——根据溶液中离子浓度的大小变化，推断反应的原理和变化的强弱。

3.实验探究——通过实验事实，探究水溶液中酸碱性的实质。

4.模型认知——运用平衡模型解释化学现象，揭示现象本质和规律。

水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算1．电离平衡与水解平衡的比较电离平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液)实质弱电解质的电离盐促进水的电离升高温度促进电离，离子浓度增大，K a增大促进水解，水解常数K h增大加水稀释促进电离，离子浓度(除OH－外)减小，K a不变促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，水解常数K h不变加入相应离子加入CH3COONa固体或盐酸，抑制电离，K a不变加入CH3COOH或NaOH，抑制水解，水解常数K h不变加入反应离子加入NaOH，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，水解常数K h不变(1)升高温度，沉淀、溶解平衡大部分右移，少部分左移。

(2)加少量水，溶解平衡右移，但离子浓度一般不变。

(3)加沉淀本身，溶解平衡不移动。

(4)加同离子可溶物，抑制溶解，溶解度减小，但K sp不变。

(5)加反应离子，促进溶解，溶解度增大，但K sp不变。

3．沉淀、溶解平衡的三种应用(1)沉淀生成：除去CuCl2溶液中的FeCl3，可调节pH＝3～4，使Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。

(2)沉淀溶解：向浓的NH4Cl溶液中加入Mg(OH)2，现象为Mg(OH)2逐渐溶解，其反应方程式为2NH4Cl＋Mg(OH)2===MgCl2＋2NH3·H2O。

(3)沉淀转化：向MgCl2溶液中加入少量NaOH溶液，然后再加入FeCl3溶液，现象为先生成白色沉淀，然后灰绿色沉淀又转化为红褐色沉淀。

有关离子方程式为Mg 2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，3Mg(OH)2(s)＋2Fe3＋2Fe(OH)3(s)＋3Mg2＋。

4．水溶液中的三大平衡常数（1）“四大常数”比较表达式影响因素电离常数(K a或K b) (1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－)c(HA)(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)只与温度有关，升高温度，K值增大水的离子积(K w) K w＝c(OH－)·c(H＋)只与温度有关，升高温度，K w增大溶度积(K sp) M m A n的饱和溶液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)只与难溶电解质的性质和温度有关水解常数(K h) 以NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋为例K h＝c(H＋)·c(NH3·H2O)c(NH＋4)盐的水解程度随温度的升高而增大，K h随温度的升高而增大a b W h均增大。

(3)K a 、K h 、K W 三者的关系式为K h ＝K W K a ；K b 、K h 、K W 三者的关系式为K h ＝K WK b。

(4)对二元酸的K a1、K a2与相应酸根离子的K h1、K h2的关系式为K a1·K h2＝K W ，K a2·K h1＝K W 。

(5)反应CdS(s)＋2H ＋(aq)Cd 2＋(aq)＋H 2S(aq)的平衡常数K ，则K ＝K spK a1·K a2。

(6)反应3Mg(OH)2(s)＋2Fe 3＋(aq)2Fe(OH)3(s)＋3Mg 2＋(aq)的平衡常数K ＝c 3（Mg 2＋）c 2（Fe 3＋）＝K 3sp [Mg （OH ）2]K 2sp [Fe （OH ）3]。

5．根据图像曲线确定电离常数根据上图可知H 3PO 4的三步电离常数分别为K a1＝10－2.1，K a2＝10－7.2，K a3＝10－12.4。

【考点题组突破】水溶液中的三大平衡及影响因素【典例导航1】下列有关电解质溶液的说法正确的是( )A ．向0.1 mol·L －1CH 3COOH 溶液中加入少量水，溶液中c （H ＋）c （CH 3COOH ）减小B ．将CH 3COONa 溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中c （CH 3COO －）c （CH 3COOH ）·c （OH －）增大 C ．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中c （NH ＋4）c （Cl －）＞1 D ．向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，溶液中c （Cl －）c （Br －）不变 【对点练习1】人体血液里存在重要的酸碱平衡：CO 2＋H 2OH 2CO 3OH －H＋HCO －3，使人体血液pH 保持在7.35～7.45，否则就会发生酸中毒或碱中毒。

其pH 随c (HCO －3)∶c (H 2CO 3)变化关系如下表：c (HCO －3)∶c (H 2CO 3)1.0 17.8 20.0 22.4 pH6.107.357.407.45下列说法不正确的是 ( )A ．正常人体血液中，HCO －3的水解程度大于电离程度 B ．人体血液酸中毒时，可注射NaHCO 3溶液缓解 C ．pH ＝7.00的血液中，c (H 2CO 3)<c (HCO －3)D ．pH ＝7.40的血液中，HCO －3的水解程度一定大于H 2CO 3的电离程度题组二电离常数(K a 、K b )的计算与应用角度1.求电离平衡常数。

2.由电离常数求弱酸(或弱碱)的浓度。

3.由K a或K b求pH。

4.电离常数的应用。

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，做出一些基本的近似处理。

[典例导航2](2017·全国Ⅱ卷，T12)改变0.1 mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝[X][H2A]＋[HA－]＋[A2－]]。

下列叙述错误的是()A．pH＝1.2时，[H2A]＝[HA－] B．lg[K2(H2A)]＝－4.2C．pH＝2.7时，[HA－]>[H2A]＝[A2－]D．pH＝4.2时，[HA－]＝[A2－]＝[H＋](1)K1(H2A)为________。

(2)已知HB的K a＝1×10－4 mol·L－1，则向一定量的NaB溶液中加入少量H2A溶液，则反应的离子方程式为_____________________。

(3)NaHA溶液呈________性，写出推导过程_________________________。

(4)相同温度时，A2－的水解常数K h1＝________。

[对点练习2](1)常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2[Ba2＋]＝[CH3COO－]，则该混合溶液中醋酸的电离常数K a＝______________(用含a和b的代数式表示)。

(2)25 ℃时，H2SO3HSO－3＋H＋的电离常数K a＝1×10－2mol·L－1，则该温度下pH＝3、[HSO－3]＝0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中[H2SO3]＝________。

[对点练习3]25 ℃时，0.1 mol/L的CH3COONa溶液与a mol/L的盐酸等体积混合后pH＝7，则CH3COOH的电离常数为________。

(用含a的代数式表示)题组三水的离子积(K W)的计算与应用角度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[H＋]与[OH－]相互换算。

4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的[H＋]或[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，[H＋][OH－]＝K W，其中[H＋]、[OH－]是溶液中的H＋、OH－浓度；水电离出的H＋数目与OH－数目相等。

[典例导航3]T℃下的溶液中，[H＋]＝10－x mol·L－1，[OH－]＝10－y mol·L－1，x与y的关系如图所示。

下列说法不正确的是()A．T℃时，水的离子积K W为1×10－13 mol2·L－2 B．T>25C．T℃时，pH＝7的溶液中[H＋]H2O可能为1×10－6 mol·L－1D．T℃时，pH＝12的苛性钠溶液与pH＝1的稀硫酸等体积混合，溶液的pH＝7【针对练习4】水的电离平衡曲线如图所示。

下列说法正确的是()A．a点对应温度条件下，将pH＝x的氨水稀释10倍后，其pH＝y，则x＝y＋1B．纯水仅升高温度，可从d点变到b点C．c点对应温度条件下醋酸的电离常数比a点对应温度条件下醋酸的电离常数大D．b点对应温度条件下，0.5 mol·L－1的H2SO4溶液与1 mol·L－1的KOH溶液等体积混合，充分反应后，所得溶液的[H＋]＝10－7 mol·L－1题组四溶度积常数(K sp)的计算与应用角度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。

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，先计算Q值，若Q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。

[典例导航4](2016·全国Ⅰ卷，T27，节选)在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中Cl－，利用Ag ＋与CrO2－4生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。