化学中的四大平衡

化学中的四大平衡在化学中，平衡是一个重要的概念。

平衡是指在一定条件下，化学反应中反应物和生成物的浓度或者物质的状态保持稳定的状态。

化学中有四种主要的平衡，即动态平衡、酸碱平衡、氧化还原平衡和离子平衡。

一、动态平衡动态平衡是指在一个封闭系统中，反应物和生成物之间的反应速率相等，虽然反应仍在进行，但是总体上看起来没有变化。

这是因为在反应物转化为生成物的同时，生成物又会转化为反应物，反应物和生成物的浓度保持不变。

这种平衡是一种动态的平衡，反应仍在进行，但是总体上看起来没有变化。

动态平衡的一个典型例子是水的自离解反应。

水分子可以自发地分解成氢离子和氢氧根离子，也可以反应生成水分子。

在一定条件下，这个反应会达到一个平衡状态，水分子的分解和生成速率相等，水的pH值保持在中性。

二、酸碱平衡酸碱平衡是指在溶液中酸和碱之间的反应达到平衡的状态。

酸和碱是一对互为共轭的物质，具有相互转化的能力。

在酸碱平衡中，酸和碱之间会发生中和反应，生成盐和水。

酸碱平衡的一个重要应用是在生理体液中的维持。

人体的血液和细胞液都必须保持一定的酸碱平衡，即pH值在一定范围内。

这是因为酸碱平衡影响着生物体内许多生理过程的进行，如酶的催化作用、细胞膜的通透性等。

三、氧化还原平衡氧化还原平衡是指在化学反应中，物质发生氧化和还原反应，同时电子的转移保持平衡。

氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。

氧化还原反应是一种常见的化学反应类型，常见的有金属与非金属氧化物反应、金属与酸反应等。

氧化还原平衡在生物体内也起着重要的作用。

例如，呼吸过程中，氧气被还原为水，同时葡萄糖被氧化释放能量。

这是一个复杂的氧化还原反应链，其中涉及多种酶的催化作用。

四、离子平衡离子平衡是指在溶液中，正离子和负离子的浓度保持稳定的状态。

在溶液中，离子会相互吸引形成盐晶体，同时也会发生离解反应，使离子浓度保持平衡。

离子平衡在生物体内起着重要的作用。

例如，细胞内外的离子平衡是维持细胞正常功能的重要因素。

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。

高考热点—四大平衡常数自从新课程引人平衡常数以后，化学平衡常数、电离平衡常数、溶度积常数以及水的离子积常数等四大平衡常数就成为高考的热点，倍受命题者的青睐.一、化学平衡常数1.概念:对于一定温度下的可逆反应，无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，生成物浓度的幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数即该反应的化学平衡常数.用符号K表示. 2.书写: (l)同一化学反应，可以用不同的化学反应式来表示，每个化学方程式都有自己的平衡常数关系式及相应的平衡常数. (2)稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中. (3)非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，此时水的浓度不可视为常数，必须表示在平衡关系式中. (的若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于分步平衡常数之乘积(商). 3.注意点(l)化学平衡常数K只与温度有关;固体或纯液体的浓度看作“1”，不代人公式. (2)化学平衡常数表示可逆反应进行的程度.K值越大，表示反应进行得越完全;K值越小，表示反应进行得越不完全. (3)反应的平衡常数是指某一指定的反应，若反应方向改变，则K改变.若反...... (专题8·化学平衡常数解题策略化学平衡常数与化学平衡及其影响因素的关系是高考命题的趋势之一。

化学平衡常数的引入，对判断化学平衡移动方向带来了科学的依据。

平衡常数是表征反应限度的一个确定的定量关系，是反应限度的最根本的表现。

平衡常数的使用，从定量的角度解决了平衡的移动。

一、化学平衡常数在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始，无论反应混合物的起始浓度是多少，当反应达到平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，反应混合物中各组成成分的含量保持不变，即各物质的浓度保持不变。

生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比是常数，这个常数叫化学平衡常数，用K表示。

化学平衡常数的计算公式为：对于可逆反应：mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）二、化学平衡常数意义1、化学平衡常数K表示可逆反应进行的程度。

｛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。

核心素养微专题四大平衡常数(K a、K h、K w、K sp)的综合应用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Kw任意水溶液温度升高,Kw增大Kw=c(OH-)·c(H+)电离常数酸K a弱酸溶液升温,K值增大HA H++A-,电离常数K a= 碱K b弱碱溶液BOH B++OH-,电离常数K b=盐的水解常数Kh盐溶液升温,K h值增大A-+H2OOH-+HA,水解常数K h=溶度积常数Ksp难溶电解质溶液升温,大多数K sp值增大M m A n的饱和溶液:K sp=c m(M n+)·c n(A m-)2.四大平衡常数的应用(1)判断平衡移动的方向Qc与K的关系平衡移动方向溶解平衡Qc>K逆向沉淀生成Qc=K不移动饱和溶液Qc<K正向不饱和溶液(2)常数间的关系。

①K h=②K h=(3)判断离子浓度比值的大小变化。

如将NH3·H2O溶液加水稀释,c(OH-)减小,由于电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。

(4)利用四大平衡常数进行有关计算。

【典例】(2019·武汉模拟)(1)用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定体积均为20.00 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。

①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。

②V1和V2的关系:V1________V2(填“>”“=”或“<”)。

(2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为________。

(用含a的代数式表示)。

【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ;②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以。

高中化学四大平衡常数的相互关系及判定杨小过电解质溶液中的电离常数、水的离子积常数、水解常数及溶度积常数是在化学平衡常数基础上的延深和拓展，它是定量研究平衡移动的重要手段。

在复习时就要以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒定律为计算依据，以各平衡常数之间的联系为突破口，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认识结构体系.1.四大平衡常数的比较HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－) c(HA)BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)M A的饱和溶液：K2．四大平衡常数间的关系(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。

(2)NH4Cl、NH3·H2O溶液中，K b、K h、K W的关系是K W＝K b·K h。

(3)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系是K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·cn(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n⎝⎛⎭⎫K W10－pH n＋1。

3．四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动方向(2)如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH －)减小，由于电离常数为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。

(3)利用K sp 计算沉淀转化时的平衡常数 如：AgCl ＋I－AgI ＋Cl －[已知：K sp (AgCl)＝1.8×10－10、K sp (AgI)＝8.5×10－17]反应的平衡常数K ＝c (Cl －)c (I －)＝c (Ag ＋)·c (Cl －)c (Ag ＋)·c (I －)＝K sp (AgCl )K sp (AgI )＝1.8×10－108.5×10－17≈2.12×106。

四大平衡常数(Ka 、Kh 、Kw 、Ksp)的综合应用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 值增大 HAH ++A -,电离常数K a =碱K b弱碱 溶液BOHB ++OH -,电离常数K b =盐的水 解常数K h 盐溶液升温,K h 值增大A -+H 2OOH -+HA,水解常数K h =溶度 积常数K sp难溶电解质溶液升温,大 多数K sp值增大M m A n 的饱和溶液：K sp =c m(M n+)· c n(A m-)2.四大平衡常数的应用 (1)常数间的关系。

①K h =②K h =(2)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,此值不变,故的值增大。

(3)利用四大平衡常数进行有关计算。

【典例】(1)用0.1 mol ·L -1 NaOH 溶液分别滴定体积均为20.00 mL 、浓度均为0.1 mol ·L -1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH 随加入NaOH 溶液体积而变化的两条滴定曲线。

①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。

②V1和V2的关系：V1________V2(填“>”“=”或“<”)。

(2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为________。

(用含a的代数式表示)。

【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ；②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以V1<V2；(2)反应平衡时溶液中c(Na+)=c(CH3COO-),依据溶液中电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+ c(CH3COO-),反应后的溶液呈中性,c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1；假设醋酸和氢氧化钠体积为1 L,得到n(Na+)=0.01 mol,n(CH3COOH)=a mol,反应后溶液中醋酸的电离常数K===。

化学平衡 弱电解质的电离平衡盐类的水解平衡 难溶电解质的溶解平衡 综合检测卷满分：100分 姓名： 得分：一．选择题（20题，每题3分，共60分）1．下列对熵的理解不正确的是( C )A ．同种物质气态时熵值最大，固态时熵值最小B ．体系越有序，熵值越小；越混乱，熵值越大C ．与外界隔离的体系，自发过程将导致体系的熵减小D ．25 ℃、1.01×105 Pa 时，2N 2O 5(g)===4NO 2(g)＋O 2(g)是熵增的反应解析：体系都有从有序自发转变为无序的倾向，此过程为熵增过程，故C 错误。

2．在一个容积为2 L 的密闭容器中，加入0.8 mol A 2气体和0.6 mol B 2气体，一定条件下发生如下反应：A 2(g)＋B 2(g)2AB(g) ΔH <0，反应中各物质的浓度随时间的变化情况如图所示。

下列说法不正确的是( B )A ．图中a 点的值为0.15B ．该反应的平衡常数K ＝0.03C ．温度升高，平衡常数K 值减小D ．平衡时A 2的转化率为62.5%解析：由题意得，反应开始时A 2和B 2的浓度分别为0.4 mol·L －1和0.3 mol·L －1，再结合图像可知平衡时AB 的浓度为0.5 mol·L －1，则平衡时c (A 2)＝0.4 mol·L －1－12c (AB)＝0.4 mol·L－1－0.25 mol·L －1＝0.15 mol·L －1，c (B 2)＝0.3 mol·L －1－0.25 mol·L －1＝0.05 mol·L －1，则K ＝c 2AB c A 2·c B 2＝0.520.15×0.05＝1003，又因ΔH <0，故升温平衡常数K 值减小；A 的转化率为0.250.4＝0.625＝62.5%，故B 项符合题意。