内容发布更新时间 : 2024/11/19 4:33:29星期一 下面是文章的全部内容请认真阅读。

解读“三大平衡常数”

化学平衡常数、电离平衡常数、沉淀溶解平衡常数属于选修四《化学反应原理》部分，是高考考试大纲新增内容。从近几年的高考中发现，化学平衡常数早已成为了高考命题的热点内容；电离平衡常数和沉淀溶解平衡常数也渐有“升温”的表现，因三大平衡常数将继续成为高考考查的重点及热点。下面将分类追踪透析。

一、考查化学平衡常数

例1．（山东理综·14）高温下，某反应达到平衡，平衡常数K?减小。下列说法正确的是（ ） A．该反应的焓变为正值

B．恒温恒容下，增大压强，H2浓度一定减小 C．升高温度，逆反应速率减小 D．该反应的化学方程式为CO＋H2O答案：A

解析：由平衡常数的表达式可得，该反应化学方程式应为CO2+H2CO+H2O，故D错；由题意知，温度升高，平衡向正反应移动，说明正反应为吸热反应，故该反应的焓变为正值，A正确；恒温恒容下，增大压强，H2浓度一定增大而不会减小，故B错；C项，升高温度，正逆反应速率都会增大，故C错。

例2．（宁夏理综·12）将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应： ①NH4I(s)

NH3(g)＋HI(g)；②2HI(g)

-1

c(CO)?c(H2O)。恒容时，温度升高，H2浓度

c(CO2)?c(H2)

催化剂 高温

CO2＋H2

H2(g)＋I2(g)

-1

达到平衡时，c(H2)=0.5mol·L，c(HI)=4mol·L，则此温度下反应①的平衡常数为 A．9

答案：C

解析：由平衡时氢气的浓度可求得反应②分解消耗HI的浓度，c(HI)= 0.5mol·L×2=1mol/L，故①式生成c(HI)= c(HI)平衡+ c(HI)分解= 4mol·L+1mol/L =5mol·L，c(NH3)平衡= c(HI)①= 5mol·L，根据化学平衡常数公式K= c(NH3)

平衡

-1

-1

-1

-1

B．16 C．20 D．25

×c(HI)平衡=5 mol/L×4mol·L，故答案选C。

－

-1

例3．（江苏化学·14）I2在KI溶液中存在下列平衡：I2(aq)＋I(aq)

－

－

I3(aq)

－

某I2、、KI混合溶液中，I3的物质的量浓度c(I3)与温度T的关系如图所示（曲线上任何一点都表示平衡状态）。下列说法正确的是 A． 反应 I2(aq)＋I(aq)

－

I3(aq)的△H>0

－

B．若温度为T1、T2，反应的平衡常数分别为K1、K2则K1＞K2 C．若反应进行到状态D时，一定有v正＞v逆 D．状态A与状态B相比，状态A的c(I2)大

- - 1 - -

答案：BC

解析：随着温度的不断升高，I3的浓度逐渐的减小，说明反应向逆方向移动，也就意味着该反应是放热反应，

-[I3]所以△H＜0，所以A项错；因为K=，T2＞T1，所以当温度升高时，反应向逆方向移动，即K1＞K2，B正确；?[I2]?[I]－

C项，从图中可以看出D点并没有达到平衡状态，所以它要向A点移动，这时I3的浓度在增加，所以v正＞v逆，C项正确；D项，从状态A到状态B，I3的浓度在减小，那么I2的浓度就在增加，D正确。

例4．（09年海南化学·4）在25℃时，密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度和平衡浓度如下表：

物质 初始浓度/mol·L 平衡浓度/mol·L 下列说法错误的是 ．．

A．反应达到平衡时，X的转化率为50％ B．反应可表示为X+3Y

2Z，其平衡常数为1600

-1-1－

－

X 0.1 0.05 Y 0.2 0.05 Z 0 0.1 C．增大压强使平衡向生成Z的方向移动，平衡常数增大 D．改变温度可以改变此反应的平衡常数 答案：C

解析：C项，增大压强不可能使平衡常数增大，C错；其他选项均为平衡中的基础计算和基础知识，关键是根据表中数据（0.1－0.05）∶(0.2－0.05)∶(0.1－0)=1∶3∶2可推导出反应式为X+3Y高考解读与预测：

通过对近几年高考试题的研究发现，高考对化学平衡常数的考查，主要考点为： 一是考查化学平衡常数表达式的正误； 二是考查化学平衡常数的计算；

三是影响化学平衡常数的因素，如温度、浓度、压强等，当然，它只与温度有关，与浓度或压强无关

将化学平衡常数的考查借助图象考查，同时考查化学平衡移动及化学速率等问题，是目前高考最爱的题型之一。 方法规律：

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

,各

2Z。

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：物质的浓度一定是平衡时的浓度,而不是其他时刻的. ．．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)定温度下，化学平衡常数

。

- - 2 - -

3Fe(s)+4H2O(g)，在一

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)常数为K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：

K＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态； K＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向正反应方向进行； K＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。

///

pC(g)+qD(g)，平衡

，则有以下结论：

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。

二、考查电离平衡常数

例5.（山东卷）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 mol·L。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3

-5

-1

HCO3＋H的平衡常数

-+

K1= 。（已知：10-5.60=2.5×10-6）

解析：此题可直接运用电离平衡常数的公式进行计算，只要准确的代入数值计算，不难得出答案。根据电离平衡常数公式可知：K1=c(H)c(HCO3)/c(H2CO3)=10

+

--5.60

×10

-5.60

/l.5×10=4.2×10mol. L。

-5-7-1

例6．（09年海南化学·6）已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生电离，下列叙述错误的是： ．．

A．该溶液的pH=4

B．升高温度，溶液的pH增大 C．此酸的电离平衡常数约为1×10

D．由HA电离出的c(H)约为水电离出的c(H)的10倍 答案：B

解析：A项，根据HA在水中的电离度可算出c(H)=0.1× 0.1%mol·L=10mol·L，所以pH=4，A正确；因HA在水中存在电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c(H)将增大，pH值会减小，B错；C项，可

+

+

-1

-4

-1

+

+

6

-7

c(H?)?c(A-)-7+-4 -1+由平衡常数表达式算出K==1×10 ，故C正确。D项，溶液中的c(H)=10mol·L ，所以c(H)水电

c(HA)离

= 10

-10

mol·L，前者是后者的10倍，D正确。

2－

-16

例7．（09年福建理综·10）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO3＋H2O的是

A．稀释溶液，水解平衡常数增大

B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动 D．加入NaOH固体，溶液pH减小

HCO3＋OH。下列说法正确

－－

c(HCO3?)C．升高温度，减小

c(CO32?)答案：B

- - 3 - -

解析：平衡常数仅与温度有关，故稀释时是不变的，A错；CO2通入水中，相当于生成H2CO3，可以与OH反应，而促进平衡正向移动，B正确；升温，促进水解，平衡正向移动，故表达式的结果是增大的，C错；D项，加入NaOH，碱性肯定增强，pH增大，故D错。

例8．（09年山东理综·28）运用化学反应原理研究氮、氧等单质及其化合物的反应有重要意义。在25℃下，将a mol·L的氨水与0.01 mol·L的盐酸等体积混合，反应时溶液中c(NH4)=c(Cl)。则溶液显 性（填“酸”、“碱”或“中”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb= 。

[OH][ NH4]*--1＋--7-1

解析：（Kb= ，c(NH4)=c(Cl)＝0.005 mol·L；c(H)＝c(OH)＝1×10 mol·L（因为是25℃

[NH3·H2O]a10-1-1-1

下且为中性）；[NH3·H2O]＝mol·L－0.005 mol·L，则：Kb=mol·L。

2a－0.01高考解读预测：

通过对近几年高考题的研究发现，，高考对电离平衡常数的考查角度主要是电离平衡常数计算，当然，影响它的因素，也应引起我们的高度重视。另外，水解平衡也作为一种平衡状态，也可能成为考查平衡移动的一种新形式，也要引起注意。 方法规律：

①在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。如CH3COOH

CH3COO+H，K=c(CH3COO)c(H)/c(CH3COOH).

-+

-+

-9

-*

-1

-1

*

-

－

②电离平衡常数是描述弱电解质的电离平衡的主要参数，也是弱酸、弱碱是否达到平衡状态的标尺。它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。

③对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的H+对下一级电离起到抑制作用，一般是K1≥K2≥K3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多，因此在计算多元素弱酸溶液的c(H)或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。 三、沉淀溶解平衡常数

例9(2008年山东卷)某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是（ ） 提示：BaSO4(s) 称为溶度积常数。

A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点 B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点 C．d点无BaSO4沉淀生成

D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp

解析：当加入Na2SO4溶液时，c(SO4)增大，沉淀溶解平衡向沉淀析出方向进行，则c(Ba)会减小，故A错；蒸发溶液时，可使溶液的c(SO4)和c(Ba)

同时增大，而d→c显示c(SO4)未变，故B错；d状态点，因其在沉淀溶解平衡点c点的下方，说明未达到沉淀溶

- - 4 - -

2-2+

2-2+

2-+

Ba(aq)＋SO4(aq)的平衡常数Ksp＝c(Ba)·c(SO4)，

2+2-2+2-

解平衡状态，故无BaSO4沉淀生成，C正确；D项，因a、c两点对应的都是在相同的温度下的Ksp，故二者的Ksp相同，D错。本题答案选C。

点评：本题主要考查了沉淀的溶解和生成过程中离子浓度的变化、影响Ksp的因素及沉淀析出的条件等，解题主要策略是应用化学平衡移动理论。学生易错的原因主要在于对于沉淀溶解平衡的理论掌握不到位，同时也不能正确的结合图象进行分析，从而不知所措而错选。

例 10 (2008年广东卷)已知Ag2SO4的Ksp 为2.0×10，将适量Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag和SO4浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中c(Ag)＝0.034mol·L）。若t1时刻在上述体系中加入100mL0.020mol·LNa2SO4 溶液，

下列示意图中，能正确表示t1时刻后Ag和SO4浓度随时间变化关系的是( )

+

2--1

+

-1+

2--5

解析：因Ag2SO4溶液中存在沉淀溶解平衡Ag2SO4

2-+

2Ag+ SO4

+ 2-

，在Ag2SO4饱和溶液中，因为c(Ag)=0.034mol/L，

2-

+

所以c（SO4）=c(Ag)/2=0.017mol/L；当加入100ml 0.020mol/LNa2SO4溶液后，溶液中c（SO4）=0.1L×0.017mol/L+0.1L×0.02mol/L=0.0185mol/L，c（Ag）=0.034mol/L×0.1L/0.2L=0.017mol/L，此时Qc=c(Ag)c(SO4)＜Ksp，溶液处于未饱和状态。故答案选B。 备注：

① Kc是平衡浓度、Kp是平衡压强，这个指平衡时的状况，没有一般表达式 ② Ksp___________________________________________ ③ Ka____________________________________________ ④ Kb______________________________________________ ⑤ Kw______________________________________________

点评：（1）本题主要考查改变饱和溶液中离子浓度时沉淀溶解平衡移动的情况，正确的求算各离子浓度的大小以

- - 5 - -

+

+

2-

及结合图象进行分析，显得相当重要，要求学生具备对图象数据的观察能力与分析能力。 例10（2009年广东）硫酸锶(SrSO4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下，下列说法正确

2?A．温度一定时，Ksp(SrSO4)随c(SO4)的增大而减小

B．三个不同温度中，313K时Ksp(SrSO4)最大 C．283K时，图中a点对应的溶液是不饱和溶液

D．283K下的SrSO4饱和溶液升温到363K后变为不饱和溶液 答案：BC

解析：A项，平衡常数只与温度有关，与浓度无关，A错误；温度一定

Ksp=c(Sr2+)c(SO42-)，由图可知，313K时，相同SO42-浓度下，Sr2+的浓度最大，所以平衡常数最大，B正确；283K时，

a点对应的Sr的浓度比平衡时要小，Qc小于Ksp（283K），故对应溶液为不饱和溶液，C正确；283K下的饱和溶液，突然升温至363K，Ksp减少，析出沉淀，但仍然为饱和溶液，D错误。 高考解读与预测：

通过对近几年的高考研究发现，沉淀溶解平衡热度有“升温”的表现，主要考点为： 一是Ksp的大小比较（温度或浓度不同时），

二是根据Ksp与QC的关系，判断溶液的所处的状态（饱和或不饱和）， 三利用不同物质的Ksp判断沉淀析出的先后顺序， 四是运用Ksp进行相关浓度的计算等。 方法规律：

①公式：对于沉淀溶解平衡：MmNn(s)为：Ksp=[c(M)][c(N)]，符号为Ksp

②影响因素：在一定的温度下，它是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积，它只受温度影响，不受溶液中物质浓度的影响。

③溶度积的应用：通过比较溶度积和溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积QC）的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。

QC ＞Ksp 溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和达到新的平衡状态

C

n+

m

m-n

2+

mM(aq)+nN(aq)。固体纯物质不列入平衡常数。上述反应的平衡常数

n+m-

Q= Ksp 溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态

Q ＜Ksp溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。

C

- - 6 - -