（课标通用）山东省高考化学专题八专项突破（六）四大平衡常数及其应用课件.pptx

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1、专项突破（六）四大平衡常数及其应用类型一　化学平衡常数常考点:(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。(1)化学平衡常数的含义:对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),K=。(2)影响K的外界因素:温度。若升温K增大(或减小),则正反应吸热(或放热)。(3)方程式书写形式对化学平衡常数的影响:①同一反应,正反应与逆反应的化学平衡常数的乘积等于1,即K(正)

2、·K(逆)=1。②对于同一反应,若方程式中的化学计量数均扩大n倍或缩小为,则新平衡常数K'与原平衡常数K之间的关系:K'=Kn或K'=。③若几个不同的可逆反应,其方程式存在如下关系:Ⅲ式=Ⅰ式+Ⅱ式,则KⅢ=KⅠ·KⅡ。(4)化学平衡常数的应用①判断任意时刻v(正)与v(逆)的大小关系:将某一时刻生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值(Qc)与K比较。K与Qc关系Qc=KQc>KQcv(逆)②判断可逆反应的ΔH的正负:a.若升高温度,K值减小,则正反应为放热反应(Δ

3、H<0)。b.若升高温度,K值增大,则正反应为吸热反应(ΔH>0),此种条件下若对应反应具有自发性,则该反应一定是熵增的反应。典例1一定量的CO2与足量的碳在体积可变的恒压密闭容器中反应:C(s)+CO2(g)2CO(g),平衡时,体系中气体体积分数与温度的关系如下图所示:已知:气体分压(p分)=气体总压(p总)×体积分数。下列说法正确的是(B)A.550℃时,若充入惰性气体,v正、v逆均减小,平衡不移动B.650℃时,反应达平衡后CO2的转化率为25.0%C.T℃时,若充入等体积的CO2和CO,平衡向逆反应方向移动D.92

4、5℃时,用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数Kp=24.0p总解析A项,反应容器为恒压密闭容器,充入惰性气体,相当于减小压强,v正、v逆均减小,平衡应向右移动,错误;B项,设起始时CO2的物质的量为1mol,达到平衡时转化了xmol,利用三段式:C(s)+CO2(g)2CO(g)n始/mol　　1　　0n转化/molx2xn平/mol　　1-x2x则有×100%=40.0%,解得x=0.25,CO2的转化率为×100%=25.0%,正确;C项,因为是恒压体系,T℃时,CO2、CO的体积分数均为50%,故充入等体积的CO2

5、和CO,平衡不移动,错误;D项,Kp===23.04p总,错误。1.在一定温度下,向2L密闭容器中充入3molCO2和2molH2,发生反应:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)。(1)已知温度为T℃时,该反应的平衡常数K1=0.25,则该温度下反应CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常数K2=。(2)已知温度为(T+100)℃时,该反应的平衡常数K3=1.0,则该反应为反应(填“吸热”或“放热”)。(3)在温度为(T+100)℃时,某时刻CO2的物质的量为2.0mol,则该时刻v(正)(填“>

6、”“<”或“=”)v(逆)。答案(1)2　(2)吸热　(3)>解析(1)CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的平衡常数为=0.5,由正、逆反应的平衡常数关系知K2=2。(2)升高温度,平衡常数增大,说明平衡向正反应方向移动,即正反应是吸热反应。(3)CO2的物质的量为2.0mol时,其物质的量浓度为1.0mol·L-1,由化学方程式易求出此刻H2的物质的量浓度为0.5mol·L-1,CO的物质的量浓度为0.5mol·L-1,H2O(g)的物质的量浓度为0.5mol·L-1,则Qc==0.5<1.0,该反应向正反应

7、方向进行,此时v(正)>v(逆)。类型二　电离常数(Ka、Kb)和水解平衡常数(Kh)常考点:(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Ka、Kb或Kh计算pH;(4)Ka、Kb、Kh、KW之间的定量关系。(1)电离常数①含义:如对于HAH++A-,Ka=。②意义:相同温度下,K值越小表明电离程度越小,对应酸的酸性或碱的碱性越弱。③影响因素:同一电解质,K值只与温度有关,一般情况下,温度越高,K值越大;此外对于多元弱酸来说其≫≫。(2)水解平衡常数①含

8、义:A-+H2OHA+OH-,达到平衡时有Kh==。同理,强酸弱碱盐的水解平衡常数与弱碱的电离平衡常数Kb的关系为Kh=。②影响因素:Kh值的大小是由发生水解的离子的性质与温度共同决定的;温度一定时,离子水解能力越强,Kh值越大;温度升高时,Kh值增大;对于多元弱酸阴离子来说,Kh1≫Kh