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。

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)。

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。

化学选修四·四大平衡常数比较一、四个常数的比较二、注意事项1. 化学平衡常数、电离平衡常数、溶度积常数、水的离子积常数本质上都是平衡常数，都只是温度的函数，其大小只受温度的影响。

2. 常见考查形式：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 等进行有关反应平衡常数的换算；⑤不同反应或过程平衡常数之间的换算；⑥结合守恒关系、图像求平衡常数；⑦运用平衡常数判断比值等。

三、化学平衡常数 1. 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，用符号K 表示。

2. 影响因素只受温度影响，与反应物或生成物浓度无关。

3. 意义平衡常数的大小反映了一个化学反应可能进行的程度。

K 越大，反应进行的越完全。

4. 应用(1)对于可逆反应mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g)，在一定温度下任意时刻，有)()()()(B c A c D c C c Q n m q p c ⋅⋅=，若Qc ＜K ，平衡向正反应方向移动；若Qc =K ，反应处于平衡向状态；若Qc ＞K ，平衡向逆反应方向移动。

(2)若升高温度，K 值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度K 值减小，则正反应为放热反应。

(3)K 越大，反应程度越大，转化率越大。

四、水的离子积常数 1.影响因素Kw 只与温度有关，随温度的变化而变化。

2.注意①任何溶液中均有Kw=c(H +)·c(OH -);②对于水的电离而言，存在c(H +)水=c(OH -)水 3. 稀释规律①对于强酸溶液（pH=a ），加水稀释至10n 倍，pH 增大n 个单位，即pH=a+n （pH ＜7）； ②对于强碱溶液（pH=b ）,加水稀释至10n 倍，pH 减小n 个单位，即pH=b-n （pH ＞7）； ③对于弱酸溶液（pH=a ），加水稀释至10n 倍，pH 的范围是：a ＜pH ＜a+n （pH ＜7）； ④对于弱碱溶液（pH=b ）,加水稀释至10n 倍，pH 的范围是：b-n ＜pH ＜b （pH ＞7）；⑤对于pH 相同的弱酸和强酸溶液，稀释相同倍数，强酸溶液pH 变化幅度大；对于pH 相同的弱碱和强碱溶液，稀释相同倍数，强碱溶液变化幅度大。

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。

- 1 -。

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。

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。