三大平衡常数高端题(含解析).doc

1、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。恒容时，温度升高，H2浓度减小。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COH2O催化剂高温CO2H2答案：A解析：由平衡常数的表

2、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：NH4I(s)NH3(g)HI(g)；2HI(g)H2(g)I2(g)达到平衡时，c(H2)=0.5molL-1，c(HI)=4molL-1，则此温度下反应的平衡常数为A9B16C20D25答案：C解析：由平衡时氢气的浓度可求得反应分解消耗HI的浓度，c(HI)=

3、0.5molL-12=1mol/L，故式生成c(HI)= c(HI)平衡+ c(HI)分解= 4molL-1+1mol/L =5molL-1，c(NH3)平衡= c(HI)= 5molL-1，根据化学平衡常数公式K= c(NH3)平衡c(HI)平衡=5 mol/L4molL-1，故答案选C。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H0B若温度为T1、T2，反应的平衡常数分别为K1、K2

4、则K1K2C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，所以H0，所以A项错；因为K=，T2T1，所以当温度升高时，反应向逆方向移动，即K1K2，B正确；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XYZ初始浓度/molL-

5、10.10.20平衡浓度/molL-10.050.050.1下列说法错误的是A反应达到平衡时，X的转化率为50B反应可表示为X+3Y2Z，其平衡常数为1600C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（0.10.05）(0.20.05)(0.10)=132可推导出反应式为X+3Y2Z。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

6、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：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.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。利用K值可判断某

7、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。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下： ，则有以下结论：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。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)

8、=1.510-5 molL-1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO3-H+的平衡常数K1= 。（已知：10-5.60=2.510-6）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)=10-5.6010-5.60/l.510-5=4.210-7mol. L-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=4B升高温度，溶液的pH增大C此酸的电离平衡常数约为110-7D由HA电离出的

9、c(H+)约为水电离出的c(H+)的106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%molL-1=10-4 molL-1，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，可由平衡常数表达式算出K=110-7 ，故C正确。D项，溶液中的c(H+)=10-4 molL-1 ，所以c(H+)水电离= 10-10 molL-1，前者是后者的106倍，D正确。例7（09年福建理综10）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32H2OHCO3OH。下列说法正确的是A稀释溶液，水

10、解平衡常数增大B通入CO2，平衡朝正反应方向移动C升高温度，减小D加入NaOH固体，溶液pH减小答案：B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 molL-1的氨水与0.01 molL-1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

11、a的代数式表示NH3H2O的电离常数Kb= 。解析：（Kb= ，c(NH4*)=c(Cl-)0.005 molL-1；c(H)c(OH-)110-7 molL-1（因为是25下且为中性）；NH3H2OmolL-10.005 molL-1，则：Kb=molL-1。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：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

12、电离平衡常数。如CH3COOHCH3COO-+H+，K=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH).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。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K1K2K3，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

13、列说法正确的是（ ）提示：BaSO4(s) Ba2+(aq)SO42-(aq)的平衡常数Kspc(Ba2+)c(SO42-)，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Cd点无BaSO4沉淀生成Da点对应的Ksp大于c点对应的Ksp解析：当加入Na2SO4溶液时，c(SO42-)增大，沉淀溶解平衡向沉淀析出方向进行，则c(Ba2+)会减小，故A错；蒸发溶液时，可使溶液的c(SO42-)和c(Ba2+)同时增大，而dc显示c(SO42-)未变，故B错；d状态点，因其在沉淀溶解平衡点c点的下方，说明未达到沉淀溶解平衡状态，故无BaSO4沉淀生成，C

14、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2.010-5，将适量Ag2SO4固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag+和SO42-浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag2SO4溶液中c(Ag+)0.034molL-1）。若t1时刻在上述体系中

15、加入100mL0.020molL-1Na2SO4 溶液，下列示意图中，能正确表示t1时刻后Ag+和SO42-浓度随时间变化关系的是( )解析：因Ag2SO4溶液中存在沉淀溶解平衡Ag2SO4 2Ag+ + SO42- ，在Ag2SO4饱和溶液中，因为c(Ag+)=0.034mol/L，所以c（SO42-）=c(Ag+)/2=0.017mol/L；当加入100ml 0.020mol/LNa2SO4溶液后，溶液中c（SO42-）=0.1L0.017mol/L+0.1L0.02mol/L=0.0185mol/L，c（Ag+）=0.034mol/L0.1L/0.2L=0.017mol/L，此时Qc=c

16、(Ag+)c(SO42-)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A温度一定时，Ksp(SrSO4)随的增大而减小B三个不同温度中，313K时Ksp(SrSO4)最大C283K时，图中a点对应的溶液是不饱和溶液D283

17、K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Sr2+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Ks

18、p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：公式：对于沉淀溶解平衡：MmNn(s) mMn+(aq)+nNm-(aq)。固体纯物质不列入平衡常数。上述反应的平衡常数为：Ksp=c(Mn+)mc(Nm-)n，符号为Ksp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。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 QC= Ksp 溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态 QC 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。- - 7 - -