1、解讀“三大平衡常數(shù)”，2010年高考的新愛化學(xué)平衡常數(shù)、電離平衡常數(shù)、沉淀溶解平衡常數(shù)屬于選修四化學(xué)反應(yīng)原理部分，是高考考試大綱新增內(nèi)容。從近幾年的高考中發(fā)現(xiàn)，化學(xué)平衡常數(shù)早已成為了高考命題的熱點(diǎn)內(nèi)容；電離平衡常數(shù)和沉淀溶解平衡常數(shù)也漸有“升溫”的表現(xiàn)，因此，可以預(yù)測(cè)這“三大平衡常數(shù)”在2010年的高考中，將繼續(xù)成為高考考查的重點(diǎn)及熱點(diǎn)。下面將分類追蹤透析。一、考查化學(xué)平衡常數(shù)例1（08年山東理綜·14）高溫下，某反應(yīng)達(dá)到平衡，平衡常數(shù)。恒容時(shí)，溫度升高，H2濃度減小。下列說法正確的是（ ） A該反應(yīng)的焓變?yōu)檎礏恒溫恒容下，增大壓強(qiáng)，H2濃度一定減小C升高溫度，逆反應(yīng)速率減小 D該

2、反應(yīng)的化學(xué)方程式為COH2O催化劑高溫CO2H2答案：A解析：由平衡常數(shù)的表達(dá)式可得，該反應(yīng)化學(xué)方程式應(yīng)為CO2+H2CO+H2O，故D錯(cuò)；由題意知，溫度升高，平衡向正反應(yīng)移動(dòng)，說明正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，故該反應(yīng)的焓變?yōu)檎?，A正確；恒溫恒容下，增大壓強(qiáng)，H2濃度一定增大而不會(huì)減小，故B錯(cuò)；C項(xiàng)，升高溫度，正逆反應(yīng)速率都會(huì)增大，故C錯(cuò)。例2（08年寧夏理綜·12）將固體NH4I置于密閉容器中，在一定溫度下發(fā)生下列反應(yīng)：NH4I(s)NH3(g)HI(g)；2HI(g)H2(g)I2(g)達(dá)到平衡時(shí)，c(H2)=0.5mol·L-1，c(HI)=4mol·L-1，則此溫

3、度下反應(yīng)的平衡常數(shù)為A9B16C20D25答案：C解析：由平衡時(shí)氫氣的濃度可求得反應(yīng)分解消耗HI的濃度，c(HI)= 0.5mol·L-1×2=1mol/L，故式生成c(HI)= c(HI)平衡+ c(HI)分解= 4mol·L-1+1mol/L =5mol·L-1，c(NH3)平衡= c(HI)= 5mol·L-1，根據(jù)化學(xué)平衡常數(shù)公式K= c(NH3)平衡×c(HI)平衡=5 mol/L×4mol·L-1，故答案選C。例3（09年江蘇化學(xué)·14）I2在KI溶液中存在下列平衡：I2(aq)I(aq)I3

4、(aq)某I2、KI混合溶液中，I3的物質(zhì)的量濃度c(I3)與溫度T的關(guān)系如圖所示（曲線上任何一點(diǎn)都表示平衡狀態(tài)）。下列說法正確的是A反應(yīng) I2(aq)I(aq)I3(aq)的H>0B若溫度為T1、T2，反應(yīng)的平衡常數(shù)分別為K1、K2則K1K2C若反應(yīng)進(jìn)行到狀態(tài)D時(shí)，一定有v正v逆D狀態(tài)A與狀態(tài)B相比，狀態(tài)A的c(I2)大答案：BC解析：隨著溫度的不斷升高，I3的濃度逐漸的減小，說明反應(yīng)向逆方向移動(dòng)，也就意味著該反應(yīng)是放熱反應(yīng)，所以H0，所以A項(xiàng)錯(cuò)；因?yàn)镵=，T2T1，所以當(dāng)溫度升高時(shí)，反應(yīng)向逆方向移動(dòng)，即K1K2，B正確；C項(xiàng)，從圖中可以看出D點(diǎn)并沒有達(dá)到平衡狀態(tài)，所以它要向A點(diǎn)移動(dòng)，

5、這時(shí)I3的濃度在增加，所以v正v逆，C項(xiàng)正確；D項(xiàng)，從狀態(tài)A到狀態(tài)B，I3的濃度在減小，那么I2的濃度就在增加，D正確。例4（09年海南化學(xué)·4）在25時(shí)，密閉容器中X、Y、Z三種氣體的初始濃度和平衡濃度如下表：物質(zhì)XYZ初始濃度/mol·L-10.10.20平衡濃度/mol·L-10.050.050.1下列說法錯(cuò)誤的是A反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，X的轉(zhuǎn)化率為50B反應(yīng)可表示為X+3Y2Z，其平衡常數(shù)為1600C增大壓強(qiáng)使平衡向生成Z的方向移動(dòng)，平衡常數(shù)增大D改變溫度可以改變此反應(yīng)的平衡常數(shù)答案：C 解析：C項(xiàng)，增大壓強(qiáng)不可能使平衡常數(shù)增大，C錯(cuò)；其他選項(xiàng)均為平衡中的基礎(chǔ)計(jì)

6、算和基礎(chǔ)知識(shí)，關(guān)鍵是根據(jù)表中數(shù)據(jù)（0.10.05）(0.20.05)(0.10)=132可推導(dǎo)出反應(yīng)式為X+3Y2Z。高考解讀與預(yù)測(cè)：通過對(duì)近幾年高考試題的研究發(fā)現(xiàn)，高考對(duì)化學(xué)平衡常數(shù)的考查，主要考點(diǎn)為：一是考查化學(xué)平衡常數(shù)表達(dá)式的正誤；二是考查化學(xué)平衡常數(shù)的計(jì)算；三是影響化學(xué)平衡常數(shù)的因素，如溫度、濃度、壓強(qiáng)等，當(dāng)然，它只與溫度有關(guān)，與濃度或壓強(qiáng)無關(guān)。寧夏、海南偏重于化學(xué)平衡常數(shù)的求算，特別是海南；山東、廣東、北京、江蘇等地，則偏重于表達(dá)式及影響因素的考查。將化學(xué)平衡常數(shù)的考查借助圖象考查，同時(shí)考查化學(xué)平衡的移動(dòng)及化學(xué)速率等到問題，是目前高考最愛的題型之一。方法規(guī)律：對(duì)于一般的可逆反應(yīng)：mA

7、(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示化學(xué)方程式中個(gè)反應(yīng)物和生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)。當(dāng)在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，這個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)公式可以表示為：,各物質(zhì)的濃度一定是平衡時(shí)的濃度,而不是其他時(shí)刻的.在進(jìn)行K值的計(jì)算時(shí)，固體和純液體的濃度可視為“1”。例如：Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定溫度下，化學(xué)平衡常數(shù)。利用K值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài)。例如，在某溫度下，可逆反應(yīng)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常數(shù)為K。若某時(shí)刻時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度關(guān)系如下： ，則有以下結(jié)論：K/K ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)處于化

8、學(xué)平衡狀態(tài)；K/K ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；K/K ，V(正)V(逆)，可逆反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行?；瘜W(xué)平衡常數(shù)是指某一具體化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)方程式的計(jì)量數(shù)增倍或減倍時(shí)，化學(xué)平衡常數(shù)也相應(yīng)的發(fā)生變化。二、考查電離平衡常數(shù)例5.（2008山東卷）碳?xì)浠衔锿耆紵蒀O2和H2O。常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時(shí)，溶液的pH=5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離，則H2CO3HCO3-H+的平衡常數(shù)K1= 。（已知：10-5.60=2.5×10-6）解析：此

9、題可直接運(yùn)用電離平衡常數(shù)的公式進(jìn)行計(jì)算，只要準(zhǔn)確的代入數(shù)值計(jì)算，不難得出答案。根據(jù)電離平衡常數(shù)公式可知：K1=c(H+)c(HCO3-)/c(H2CO3)=10-5.60×10-5.60/l.5×10-5=4.2×10-7mol. L-1。例6（09年海南化學(xué)·6）已知室溫時(shí)，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1發(fā)生電離，下列敘述錯(cuò)誤的是：A該溶液的pH=4B升高溫度，溶液的pH增大C此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10-7D由HA電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的106倍答案：B 解析：A項(xiàng)，根據(jù)HA在水中的電離度可算出c(H+)=

10、0.1× 0.1%mol·L-1=10-4 mol·L-1，所以pH=4，A正確；因HA在水中存在電離平衡，升高溫度促進(jìn)平衡向電離的方向移動(dòng)，所以c(H+)將增大，pH值會(huì)減小，B錯(cuò)；C項(xiàng)，可由平衡常數(shù)表達(dá)式算出K=1×10-7 ，故C正確。D項(xiàng)，溶液中的c(H+)=10-4 mol·L-1 ，所以c(H+)水電離= 10-10 mol·L-1，前者是后者的106倍，D正確。例7（09年福建理綜·10）在一定條件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32H2OHCO3OH。下列說法正確的是A稀釋溶液，水解平衡常數(shù)增大B通入C

11、O2，平衡朝正反應(yīng)方向移動(dòng)C升高溫度，減小D加入NaOH固體，溶液pH減小答案：B解析：平衡常數(shù)僅與溫度有關(guān)，故稀釋時(shí)是不變的，A錯(cuò)；CO2通入水中，相當(dāng)于生成H2CO3，可以與OH反應(yīng)，而促進(jìn)平衡正向移動(dòng)，B正確；升溫，促進(jìn)水解，平衡正向移動(dòng)，故表達(dá)式的結(jié)果是增大的，C錯(cuò)；D項(xiàng)，加入NaOH，堿性肯定增強(qiáng)，pH增大，故D錯(cuò)。例8（09年山東理綜·28）運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理研究氮、氧等單質(zhì)及其化合物的反應(yīng)有重要意義。在25下，將a mol·L-1的氨水與0.01 mol·L-1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)時(shí)溶液中c(NH4*)=c(Cl-)。則溶液顯 性（填“酸”、“堿”或

12、“中”）；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb= 。解析：（Kb= ，c(NH4*)=c(Cl-)0.005 mol·L-1；c(H)c(OH-)1×10-7 mol·L-1（因?yàn)槭?5下且為中性）；NH3·H2Omol·L-10.005 mol·L-1，則：Kb=mol·L-1。高考解讀預(yù)測(cè)：通過對(duì)近幾年高考題的研究發(fā)現(xiàn)，高考對(duì)電離平衡常數(shù)的考查，涉及到的省份不多，主要分布在山東、海南，估計(jì)有蔓延擴(kuò)張的趨勢(shì)，高考對(duì)它的考查角度主要是電離平衡常數(shù)計(jì)算，當(dāng)然，影響它的因素，也應(yīng)引起我們的高度重視。另外，水解

13、平衡也作為一種平衡狀態(tài)，也可能成為考查平衡移動(dòng)的一種新形式，也要引起注意。方法規(guī)律：在一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，各種離子濃度之積與溶液中未電離的分子濃度之比是一個(gè)常數(shù)，該常數(shù)就叫電離平衡常數(shù)。如CH3COOHCH3COO-+H+，K=c(CH3COO-)c(H+)/c(CH3COOH).電離平衡常數(shù)是描述弱電解質(zhì)的電離平衡的主要參數(shù)，也是弱酸、弱堿是否達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)尺。它只受溫度的影響，因電離過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高而增大。對(duì)于多元弱酸來說，由于上一級(jí)電離產(chǎn)生的H+對(duì)下一級(jí)電離起到抑制作用，一般是K1K2K3，即第二步電離通常比第一步電離難得多，第三步電離又比第二步電離難得

14、多，因此在計(jì)算多元素弱酸溶液的c(H+)或比較弱酸酸性相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，通常只考慮第一步電離。三、沉淀溶解平衡常數(shù)例9(2008年山東卷)某溫度時(shí)，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是（ ）提示：BaSO4(s) Ba2+(aq)SO42-(aq)的平衡常數(shù)Kspc(Ba2+)·c(SO42-)，稱為溶度積常數(shù)。A加入Na2SO4可以使溶液由a點(diǎn)變到b點(diǎn)B通過蒸發(fā)可以使溶液由d點(diǎn)變到c點(diǎn)Cd點(diǎn)無BaSO4沉淀生成Da點(diǎn)對(duì)應(yīng)的Ksp大于c點(diǎn)對(duì)應(yīng)的Ksp解析：當(dāng)加入Na2SO4溶液時(shí)，c(SO42-)增大，沉淀溶解平衡向沉淀析出方向進(jìn)行，則c(Ba2+)會(huì)減小，故A錯(cuò)；

15、蒸發(fā)溶液時(shí)，可使溶液的c(SO42-)和c(Ba2+)同時(shí)增大，而dc顯示c(SO42-)未變，故B錯(cuò)；d狀態(tài)點(diǎn)，因其在沉淀溶解平衡點(diǎn)c點(diǎn)的下方，說明未達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài)，故無BaSO4沉淀生成，C正確；D項(xiàng)，因a、c兩點(diǎn)對(duì)應(yīng)的都是在相同的溫度下的Ksp，故二者的Ksp相同，D錯(cuò)。本題答案選C。點(diǎn)評(píng)：本題主要考查了沉淀的溶解和生成過程中離子濃度的變化、影響Ksp的因素及沉淀析出的條件等，解題主要策略是應(yīng)用化學(xué)平衡移動(dòng)理論。學(xué)生易錯(cuò)的原因主要在于對(duì)于沉淀溶解平衡的理論掌握不到位，同時(shí)也不能正確的結(jié)合圖象進(jìn)行分析，從而不知所措而錯(cuò)選。例 10 (2008年廣東卷)已知Ag2SO4的Ksp 為2.

16、0×10-5，將適量Ag2SO4固體溶于100 mL水中至剛好飽和，該過程中Ag+和SO42-濃度隨時(shí)間變化關(guān)系如右圖（飽和Ag2SO4溶液中c(Ag+)0.034mol·L-1）。若t1時(shí)刻在上述體系中加入100mL0.020mol·L-1Na2SO4 溶液，下列示意圖中，能正確表示t1時(shí)刻后Ag+和SO42-濃度隨時(shí)間變化關(guān)系的是( )解析：因Ag2SO4溶液中存在沉淀溶解平衡Ag2SO4 2Ag+ + SO42- ，在Ag2SO4飽和溶液中，因?yàn)閏(Ag+)=0.034mol/L，所以c（SO42-）=c(Ag+)/2=0.017mol/L；當(dāng)加入100ml

17、 0.020mol/LNa2SO4溶液后，溶液中c（SO42-）=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，此時(shí)Qc=c(Ag+)c(SO42-)Ksp，溶液處于未飽和狀態(tài)。故答案選B。點(diǎn)評(píng)：（1）本題主要考查改變飽和溶液中離子濃度時(shí)沉淀溶解平衡移動(dòng)的情況，正確的求算各離子濃度的大小以及結(jié)合圖象進(jìn)行分析，顯得相當(dāng)重要，要求學(xué)生具備對(duì)圖象數(shù)據(jù)的觀察能力與分析能力。例10（2009年廣東）硫酸鍶(SrSO4)在水中的沉淀溶解平衡曲線如下，下列說法正

18、確A溫度一定時(shí)，Ksp(SrSO4)隨的增大而減小B三個(gè)不同溫度中，313K時(shí)Ksp(SrSO4)最大C283K時(shí)，圖中a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液是不飽和溶液D283K下的SrSO4飽和溶液升溫到363K后變?yōu)椴伙柡腿芤捍鸢福築C解析：A項(xiàng)，平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，A錯(cuò)誤；溫度一定Ksp=c(Sr2+)c(SO42-)，由圖可知，313K時(shí)，相同SO42-濃度下，Sr2+的濃度最大，所以平衡常數(shù)最大，B正確；283K時(shí)，a點(diǎn)對(duì)應(yīng)的Sr2+的濃度比平衡時(shí)要小，Qc小于Ksp（283K），故對(duì)應(yīng)溶液為不飽和溶液，C正確；283K下的飽和溶液，突然升溫至363K，Ksp減少，析出沉淀，但仍然為飽和溶液，D錯(cuò)誤。例11（09年山東理綜·28）（14分）運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理研究氮、氧等單質(zhì)及其化合物的反應(yīng)有重要意義。在25