高中化学五大平衡常数比较

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。

专题强化训练(七)五大平衡常数的比较及应用一、选择题 ( 本题包含 7 小题，每题 6 分，共 42 分 )1.化学均衡常数 K、弱电解质的电离均衡常数 K a或 K b及溶度积常数 K sp是高中化学中常有的几种常数。

它们都能反应相应的可逆变化进行的程度，以下对于以上常数的说法正确的选项是 ()A. 对于可逆反应，假定改变条件使均衡右移，那么抵达新的均衡时的均衡常数K 必定增大B. 必定温度下，在amol·L-1的饱和石灰水中参加适当的bmol·L-1 CaCl2溶液 (b>a) ，那么必定有 Ca(OH)2析出C.同样温度时， CH3COOH的电离均衡常数K a与 NH3·H2O的电离均衡常数K b相等，所以NH4HCO3的水溶液显碱性D.高升温度，以上常数均增大【分析】选 C。

只有改变温度，化学均衡常数才会改变， A 选项错误；依照K[Ca(OH) ]=c(Ca2+2-2+) ·c (OH) ，参加 CaCl 后溶液中的 c(Ca ) 增大，但溶液体积也增sp22-2+2-K[Ca(OH)]，B 选项错误； C 大， c(OH ) 降低，最后 c(Ca) ·c (OH) 的值可能小于sp2选项，由电离均衡常数相等，可知CH3COONH4显中性，但醋酸的酸性大于碳酸的酸性，所以 NH4HCO3的水溶液显碱性，正确；化学反应有的吸热有的放热，升温，均衡常数 K可能增大也可能减小，故D错误。

+-2.(2021 ·湘潭模拟 )25 ℃时，水的电离抵达均衡：H2O H+OH，以下表达正确的选项是()A. 将纯水加热到 95℃时，K W变大， pH不变，水仍呈中性B. 向纯水中参加稀氨水，均衡逆向挪动，c(OH-) 增大，K W变小C.向纯水中参加少许碳酸钠固体，c(H+) 减小，K W不变，影响水的电离均衡D.向纯水中参加醋酸钠或盐酸，均可克制水的电离，K W不变【分析】选 C。

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)。

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。

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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。

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。

c( NO3- )>c( NO2- )>c(CH3COO-)
(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)。

高中化学四大平衡知识点总结在高中化学学习中，平衡反应是一个重要的内容之一。

平衡是指在一定条件下，反应物与生成物的浓度、压力以及其他性质保持恒定的状态。

在化学反应中，平衡的达成是通过理解和掌握四大平衡知识点来实现的。

本文将对高中化学中的四大平衡知识点进行总结，以帮助学生更好地理解和应用这些知识。

一、平衡常数平衡常数是指在一定温度下，平衡时反应物和生成物浓度的乘积相对于反应物浓度的乘积的比值，用K表示。

平衡常数是表示反应物与生成物在一定条件下达到平衡时其浓度关系的重要参数。

平衡常数的大小反映了反应物转化为生成物的程度，当K>1时，生成物浓度较高；当K<1时，反应物浓度较高。

平衡常数的计算是根据平衡时反应物和生成物的浓度实验数据进行的，可以通过实验数据确定反应物和生成物的浓度关系，进而推导出平衡常数的数值。

二、汽相压力和平衡常数在气相反应中，平衡时涉及到气相物质的压力，这时平衡常数通常以P表示。

对于气相反应，平衡常数通常用 partial pressure 的形式表示，即反应物和生成物在平衡时的压力的乘积相对于反应物的压力的乘积的比值。

平衡常数的计算同样需要根据实验数据来确定，通过测量气相物质的压力可以得出平衡时物质浓度的关系，在此基础上计算得出平衡常数的数值。

在气相反应中，平衡常数的大小受到温度的影响较大，温度越高，气相物质的压力对平衡常数的影响越明显。

三、Le Chatelier原理Le Chatelier原理是化学平衡中一个非常重要的原理，它指出当外界对系统施加一定影响时，系统会以某种方式来抵消这种影响，以恢复平衡。

根据Le Chatelier原理，如果外界影响导致系统浓度、压力、温度等发生变化，系统会通过改变反应的方向来达到新的平衡状态。

例如，当对平衡系统增加反应物时，平衡会向生成物转移，以减少反应物的影响。

Le Chatelier原理可以帮助我们理解和预测平衡反应的变化，对控制反应过程很有帮助。

燃煤废气、汽车尾气中的氮氧化物(NOx)、一氧化碳等有害气体,常用下列方法处理,以减少对环境的污染。
(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。

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。

高中化学五大平衡常数高中化学中常见的五大平衡常数是酸碱离子对的离解常数（Ka）、酸碱指数（pKa）、溶解度积常数（Ksp）、物质转化平衡常数（Kc）和气体混合物转化平衡常数（Kp）。

下面将详细介绍这五个平衡常数及其在化学反应中的作用。

一、酸碱离子对的离解常数（Ka）：酸碱反应是化学中广泛存在的一种反应类型，它涉及到酸、碱及其离子之间的相互转化。

当酸溶液中的酸分子与水分子发生反应，产生氢离子（H+）时，称为强酸。

而酸溶液中的酸分子与水分子不发生反应，酸分子直接释放H+离子时，称为弱酸。

离解常数Ka表示弱酸分子在溶液中与水发生反应生成H+离子的程度。

Ka越大，说明酸性越强。

二、酸碱指数（pKa）：酸碱指数是对弱酸或弱碱的酸碱强度的度量。

pKa与Ka之间的关系为：pKa = -log10(Ka)。

pKa越小，酸性越强。

三、溶解度积常数（Ksp）：溶解度是指物质在给定温度和压力下能溶解在溶剂中的最大量。

溶解度积常数Ksp描述了溶质离解为离子的程度。

当溶液中的离子浓度达到溶解度积常数时，溶质已经溶解到了饱和状态。

Ksp越大，溶解度越大。

四、物质转化平衡常数（Kc）：物质转化平衡常数描述了化学反应中物质转化的程度。

对于一个化学反应：aA + bB ↔ cC + dD，其平衡常数Kc为：Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b，其中[]表示浓度。

Kc的大小与反应前后各组分的浓度有关，当Kc>1时，反应倾向于生成产物；当Kc<1时，反应倾向于反应物。

五、气体混合物转化平衡常数（Kp）：当化学反应中涉及气体组成时，可以使用气体混合物转化平衡常数Kp来描述反应的平衡状态。

Kp采用的是压强单位（单位为帕斯卡），与Kc之间的关系为：Kp =Kc (RT)^Δn，其中R为气体常数，T为温度，Δn为所生成的气体分子数减去反应物的气体分子数。

Kp与压强相关，与浓度无关。

综上所述，酸碱离子对的离解常数（Ka）、酸碱指数（pKa）、溶解度积常数（Ksp）、物质转化平衡常数（Kc）和气体混合物转化平衡常数（Kp）分别描述了化学反应中酸碱离子对的离解程度、酸碱强度、固体溶解度、物质转化程度和气体反应平衡状态。

水 与CNHH34COOH恰好反应，CH3COOH和NH3·H2O的电离N常H数4 相等， CH3COO和 的水解程度相同，溶液呈中性，由电荷守恒可得c( )＝ c(CH3COO-)，D正确。 【答案】D
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
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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

核心素养提升○36四大平衡常数[变化观念与平衡思想] 素养说明：化学学科核心素养要求考生：“认识化学变化有一定限度，是可以调控的。

能多角度、动态地分析化学反应，运用化学反应原理解决实际问题。

”平衡常数是定量研究可逆过程平衡移动的重要手段，有关各平衡常数的应用和求算是高考常考知识点，在理解上一定抓住，各平衡常数都只与电解质本身和温度有关，而与浓度、压强等外界条件无关。

1.四大平衡常数对比电离常数（K a、K b）水的离子积常数（K w）难溶电解质的溶度积常数（K sp）盐类的水解常数（K h）概念在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离常数一定温度下，水或稀的水溶液中[OH－]与[H＋]的乘积在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一个常数在一定温度下，当盐类水解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盐类水解平衡常数表达式（1）对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－，电离常数K a＝[H＋]·[A－][HA]（2）对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，K w＝[OH－]·[H＋]M m A n的饱和溶液：K sp＝[M n＋]m·[A m－]n以NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋为例K h＝[H＋]·[NH3·H2O][NH＋4]电离常数 K b ＝[B ＋]·[OH －][BOH]影响 因素只与温度有关，升高温度，K 值增大只与温度有关，升高温度，K w 增大 只与难溶电解质的性质和温度有关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2.“四大常数”间的两大等式关系 （1）K W 、K A （K b ）、K sp 、K h 之间的关系 ①一元弱酸强碱盐：K h ＝K W /K A ； ②一元弱碱强酸盐：K h ＝K W /K b ； ③多元弱碱强酸盐，如氯化铁： Fe 3＋（aq ）＋3H 2O （l ）Fe （OH ）3（s ）＋3H ＋（aq ）K h ＝[H ＋]3/[Fe 3＋]。

Ksp 越小，物
直到饱和。
质越难溶，溶解度
越小。
电离平 H2S H+ + HS- ；
HS-
衡
Ka1 C(H+). = C(HS-)
﹥﹥ Ka2=
C(H2S)
H+ +S2- H2O H++OH-
C(H+).C(S2-) Kw= C(H+).C(OH-)
C(HS-)
=1 × 10-14(25℃)
=1×10-12(100℃)
各类平衡常数 科学城一中何大银
各类平 衡
平衡常数
其 它
化学平 mA（g）+ nB（g）
衡
→,正反应吸热
pC（g）+ qD（K=g）；
↓浓，度K↓商，←: ，正反QC应吸= 热 Cp(C).Cq(D)
Cp(C).Cq(D) ①T↑,K↑,
K ﹥ 105 反 应
进行得就基本完
Cm(A).Cn(B)
全了。 ②T
某离子浓度
衡
小于 1×
离 子 浓 度 幂 的 乘 积： ①Qc﹥Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出。
10-5mol/L 时，就
离子积：Qc=Cm(An+) .Cn(Bm-)
②Qc﹦Ksp，溶液饱和，处于平 认 为该 离子 已沉
衡状态。
淀完全。
（Ksp 处平衡，Qc 不一定平衡） ③Qc﹤Ksp，溶液未饱和，继续溶解，
水解平 强碱弱酸盐Kh：=
Kw ；强酸K弱h =碱盐：
Kw
衡
Ka
Kb
Ka（或 Kb）越小， 越弱越解，Kh 就越
Kh——水解平衡常数 衡常数
Ka—弱酸的电离平衡常数 Kb—弱碱的电离平 大。