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    化学平衡常数、电离平衡常数、沉淀溶解平衡常数及水解平衡常数（福建）属于新课标的新增内容。从近几年的高考中发现，化学平衡常数、电离平衡常数和沉淀溶解平衡常数已成为高考的热点内容，因此，可以预测这“平衡常数”在今后的高考中，将继续成为今后高考的重点及热点。

一、沉淀溶解平衡常数

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①公式：对于沉淀溶解平衡：MmNn(s)mMⁿ⁺(aq)+nN^m-(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⁺)]^m[c(N^m-)]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Q_C）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。

Q_C＞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

Q_C= Ksp溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态

 Q_C＜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。

例题解析

例1．（09年广东化学·18）硫酸锶(SrSO₄)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下，下列说法正确的是（   ）

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

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263K后变为不饱和溶液

解析：平衡常数只与温度有关，与物质的浓度无关，A错误；温度一定时Ksp=[Sr²⁺][SO₄^2-]，

由图可知，313K时，相同SO₄^2-浓度下，Sr²⁺的浓度最大，所以平衡常数最大，B正确；283K时，Sr²⁺的浓度比平衡时要小，Qc小于Ksp（283K），对应为不饱和溶液，C正确；283K下的饱和溶液，突然升温至363K，Ksp减少，析出沉淀，仍然为饱和溶液，D错误。答案：BC.

例2．（08年山东理综·15）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)Ba^2＋(aq)＋SO₄^2－(aq)的平衡常数K_sp=c(Ba^2＋)·c(SO₄^2－)，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K_sp大于c点对应的K_sp  

解析：A项，当加入Na₂SO₄溶液时，c(SO₄^2-)增大，因Ksp为常数，则c(Ba²⁺)就会减小，故A错；B项，蒸发可以会使溶液的c(SO₄^2-)和c(Ba²⁺)都变大，故B错；C项，在d点时，因其在沉淀溶解平衡点c点的下方，c(Ba²⁺)较小，故它们浓度的乘积小于Ksp，则无无BaSO₄沉淀生成，C正确；D项，因ac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。答案：C。

跟踪练习：

1．（08年广东化学·9）已知Ag₂SO₄的K_W为2.0×10^-3，将适量Ag₂SO₄固体溶于100 mL水中至刚好饱和，该过程中Ag⁺和SO₃^2－浓度随时间变化关系如右图（饱和Ag₂SO₄溶液中c(Ag⁺)＝0.034 mol·L^-1）。若t₁时刻在上述体系中加入100 mL. 0.020 mol·L^-1Na₂SO₄溶液，下列示意图中，能正确表示t₁时刻后Ag⁺和SO₃^2－浓度随时间变化关系的是（   ）

2．（09年福建理综·24）（13分）从铝土矿（主要成分是Al₂O₃，含SiO₂、Fe₂O₃、MgO等杂质）中提取两种工艺品的流程如下：

请回答下列问题：

（1）流程甲加入盐酸后生成Al^3＋的方程式为          。

（2）流程乙加入烧碱后生成SiO₃^2－的离子方程式为             。

（3）验证滤液B含Fe^3＋，可取少量滤液并加入           （填试剂名称）。

（4）滤液E、K中溶质的主要成份是        （填化学式），写出该溶液的一种用途      。

（5）已知298K时，Mg(OH)₂的容度积常数Ksp=5.6×10^-12，取适量的滤液B，加入一定量的烧碱达到沉淀溶液平衡，测得pH=13.00，则此温度下残留在溶液中的c(Mg^2＋) =        。

答案及解析：

1、解析：Ag₂SO₄刚好为100ml的饱和溶液,因为c(Ag^＋)=0.034mol·L^－1，所以c（SO₄^2－）=0.017mol·L^－1；当加入100ml 0.020mol·L^－1Na₂SO₄溶液后，c（SO₄^2－）=0.0185mol·L^－1，c（Ag^＋）=0.017mol·L^－1（此时Q<Ksp）。由计算可知选B。答案：B

2、解析：本题考查铝土矿中氧化铝提取的工艺流程。（1）与HCl反应生成Al^3＋，应为铝土矿中Al₂O₃。（2）SiO₂可以溶于NaOH中生成Na₂SiO₃。（3）检验Fe^3＋的特征反应很多，如与KSCN显血红色，与苯酚显紫色，与OH^－显红褐色沉淀等。（4）生成E、K时，CO₂均是过量的，故应生成NaHCO₃。（5）Ksp= c(Mg^2＋)·c²(OH^-)，c(Mg^2＋)=5.6×10^-12/(0.1)²=5.6×10^-10。

答案：（1）Al₂O₃＋6H^＋2Al^3＋＋3H₂O（2）SiO₂＋2OH^－SiO₃^{2 －}＋H₂O （3）硫氰化钾（或硫氰酸钾、苯酚溶液等合理答案：）（4）NaHCO₃；制纯碱或做发酵粉等合理（5）5.6×10^-10mol/L

二、化学平衡常数

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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.

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。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。

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。

例题解析：

例1．（09年天津理综·5）人体血液内的血红蛋白(Hb)易与O₂结合生成HbO₂，因此具有输氧能力，CO吸入肺中发生反应：CO+HbO₂O₂+HbCO，37 ℃时，该反应的平衡常数K=220。HbCO的浓度达到HbO₂浓度的0.02倍，会使人智力受损。据此，下列结论错误的是（  ）

A．CO与HbO₂反应的平衡常数K=

B．人体吸入的CO越多，与血红蛋白结合的O₂越少

C．当吸入的CO与O₂浓度之比大于或等于0.02时，人的智力才会受损

D．把CO中毒的病人放入高压氧仓中解毒，其原理是使上述平衡向左移动

解析：由反应方程式知，K的表达式正确，A对；CO与HbO₂反应的平衡常数达220，可见其正向进行的程度很大，B正确。

K=，由题意知，K=220，=0.02时，人受损，则c(CO)/c(O₂)=9×10^-5，C项错。

D项，当O₂浓度很大时，题中平衡将逆向移动，从而解救人，正确。答案：C

例2．（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：

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+3Y2Z，其平衡常数为1600

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

解析：题中有一明显的错误，就是C选项中平衡常数增大，增大压强不可能使平衡常数增大。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：X+3Y2Z。答案：C 。

跟踪练习

1．（08年宁夏理综·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)H₂(g)＋I₂(g)，达到平衡时，c(H₂)=0.5mol·L^-1，c(H_I)=4mol·L^-1，则此温度下反应①的平衡常数为（   ）

A．9            B．16             C．20             D．25

2．（08年广东化学·15）碘钨灯比白炽灯使用寿命长。灯管内封存的少量碘与使用过程中沉积在管壁上的钨可以发生反应：

W（s）+I₂（g）WI₂（g） ΔH＜0（温度T₁＜T₂）。下列说法正确的是（   ）

A．灯管工作时，扩散到灯丝附近高温区的WI₂（g）会分解出W₁W重新沉积到灯丝上

B．灯丝附近温度越高，WI₂（g）的转化率越低

C．该反应的平衡常数表达式是

D．利用该反应原理可以提纯钨

3、（09年江苏化学·14）I₂在KI溶液中存在下列平衡：I₂(aq)＋I^－(aq)I₃^－(aq)，某I_2、、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

4．（07年广东化学·25）（10分）黄铁矿（主要成分为FeS₂）是工业制取硫酸的重要原料，其煅烧产物为SO₂和Fe₃O₄。

（1）将0.050molSO₂（g）和0.030molO₂（g）放入容积为1L的密闭容器中，反应：2SO₂（g）＋O₂（g）2SO₃（g）在一定条件下达到平衡，测得c（SO₃）＝0.040mol·L^-3。计算该条件下反应的平衡常数K和SO₂的平衡转化率（写出计算过程）。

（2）已知上述反应是放热反应，当该反应处于平衡状态时，在体积不变的条件下，下列措施中有利于提高SO₂平衡转化率的有           （填字母）

A．升高温度  B．降低温度C．增大压强D．减小压强E．加入催化剂   G．移出氧气

（3）SO₂尾气用饱和Na₂SO₃溶液吸收可得到更要的化工原料，反应的化学方程式为                 。

（4）将黄铁矿的煅烧产物Fe₃O₄溶于H₂SO₄后，加入铁粉，可制备FeSO₄。酸溶过程中需保持溶液足够酸性，其原因是                  。

5、．（07年山东理综·28）（11分）二氧化硫和氮的氧化物是常用的化工原料，但也是大气的主要污染物。综合治理其污染是环境化学当前的重要研究内容之一。

（1）硫酸生产中，SO₂催化氧化生成SO₃：

2SO₂(g)＋O₂(g)2SO₃(g)

某温度下，SO₂的平衡转化率(a)与体系总压强(p)的关系如右图所示。根据图示回答下列问题：

①将2.0mol SO₂和1.0mol O₂置于10L密闭容器中，反应达平衡后，体系总压强为0.10MPa。该反应的平衡常数等于_____。

②平衡状态由A变到B时．平衡常数K(A)_______K(B)（填“＞”、“＜”或“＝”）。

（2）用CH₄催化还原NO_x可以消除氮氧化物的污染。例如：

CH₄(g)＋4NO₂(g)＝4NO(g)＋CO₂(g)＋2H₂O(g)    △H＝－574 kJ·mol^－1

CH₄(g)＋4NO(g)＝2N₂(g)＋CO₂(g)＋2H₂O(g)     △H＝－1160 kJ·mol^－1

若用标准状况下4.48L CH₄还原NO₂至N₂整个过程中转移的电子总数为______（阿伏加德罗常数的值用N_A表示），放出的热量为______kJ。

（3）新型纳米材料氧缺位铁酸盐（MFe₂O_x3＜x＜4，M＝Mn、Co、Zn或Ni＝由铁酸盐（MFe₂O₄）经高温还原而得，常温下，它能使工业废气中的酸性氧化物分解除去。转化流程如图所示：

请写出MFe₂O_x分解SO₂的化学方程式                              （不必配平）。

6、（12分）（08年广东化学·24）科学家一直致力研究常温、常压下“人工围氮”的新方法。曾有实验报道：在常温、常压、光照条件下，N₂在催化剂（掺有少量Fe₂O₃的TiO₂）表面与水发生反应，生成的主要产物为NH₃。进一步研究NH₃生成量与温度的关系，部分实验数据见下表（光照、N₂压力1.0×10⁵Pa、反应时间3 h）：

相应的热化学方程式如下：

          N₂(g)+3H₂O(1)=2NH₃(g)+O₂(g)    ΔH=+765.2 kJ·mol^-1

回答下列问题：

（1）请在答题卡的坐标图中画出上述反应在有催化剂与无催化剂两种情况下反应过程中体系能量变化示意图，并进行必要标注。

（2）与目前广泛使用的工业合成氨方法相比，该方法中固氮反应速率慢。请提出可提高其反应速率且增大NH₃生成量的建议：             。

（3）工业合成氨的反应为N₂(g)+3H₂(g) 2NH₃(g)。设在容积为2.0 L的密闭容器中充入0.60 mol N₂(g)和1.60 mol H₂(g)，反应在一定条件下达到平衡时，NH₃的物质的量分数（NH₃的物质的量与反应体系中总的物质的量之比）为。计算

①该条件下N₂的平衡转化率；

②该条件下反应2NH₃(g)N₂(g)+3H₂(g)的平衡常数。

7．（09年广东化学·20）（10分）甲酸甲酯水解反应方程式为：HCOOCH₃(l)+H₂O(l)HCOOH(l)+CH₃OH(l)；△H>0，某小组通过试验研究该反应（反应过程中体积变化忽略不计）。反应体系中各组分的起始量如下表：

甲酸甲酯转化率在温度T₁下随反应时间（t）的变化如下图：

（1）根据上述条件，计算不同时间范围内甲酸甲酯的平均反应速率，结果见下表：

请计算15-20min范围内甲酸甲酯的减少量为           mol，甲酸甲酯的平均反应速率为      mol·min^-1（不要求写出计算过程）。

（2）依据以上数据，写出该反应的反应速率在不同阶段的变化规律及其原因：          。

（3）上述反应的平衡常数表达式为：，则该反应在温度T₁下的K值为             。

（4）其他条件不变，仅改变温度为T₂（T₂大于T₁），在答题卡框图中画出温度T₂下甲酸甲酯转化率随反应时间变化的预期结果示意图。

答案及解析

1、解析：求①的平衡常数的关键是求氨气的平衡浓度，若碘化氢不分解时，NH₃(g)和HI(g) 的平衡浓度是相等的，因此2c(H₂) 与容器中平衡浓度c(HI)之和即为氨气的平衡浓度5 mol·L^-1，故此温度下反应①的平衡常数为20。答案：C

2、解析：该反应的正反应为放热反应，温度升高，化学平衡向左移动。所以灯丝附近温度越高，WI₂的转化率越高，B错。平衡常数，应为生成物除以反应物：

K=c（WI₂）/c（W）·c（I₂）利用该反应，可往钨矿石中，加如I₂单质，使其反应生成WI₂富集，再通过高温加热WI₂生成钨，从而提纯W，D正确。答案：AD。

3、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△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；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。答案：BC。

4、解析：难度，易。此题是比较中规中矩考查化学平衡知识的题目，题目条件比较直接，学生完成得应比较愉快。答案：（10分）

（1）1.6×10³L/mol  80%（计算过程略）

（2）B、C

（3）SO₂＋H₂O＋Na₂SO₃＝2NaHSO₃

（4）抑制Fe^2＋、Fe^3＋的水解，防止Fe^2＋被氧化成Fe^3＋

5、解析：（1）据题意当容器中总压强为0.10MPa时，SO₂的平衡转化率为0.80，据此可计算得出平衡时c(SO₂)=0.040mol·L^－1；c(O₂)=0.020mol·L^－1；c(SO₃)=0.16mol·L^－1。

根据平衡常数的计算式：K==800L·mol^－1；只要温度不变，平衡常数就不改变，在此变化过程中，只有压强的改变，温度未发生变化，故K(A)=K(B)。

   （2）用标准状况下4.48LCH₄还原NO₂至N₂，4.48LCH₄的物质的量为0.20mol，在此过程中CH₄中碳元素的化合价有-4价升高到+4价，转化为CO₂，失去电子的总物质的量为0.20mol×8= 1.60mol，故转移电子数为1.60N_A。由题目给知的热化学方程式，根据盖斯定律可以得出CH₄还原NO₂至N₂的热化学方程式为：CH₄(g)＋2NO₂(g)＝N₂(g)＋CO₂(g)＋2H₂O(g)    △H＝－867 kJ·mol^－1，则0.2molCH₄反应放出的热量为867 kJ·mol^－1×0.2mol=173.4kJ。

   （3）此题中反应物已知为MFe₂O_X和SO₂，反应后生成MFe₂O₄，由MFe₂O_X转化为MFe₂O₄，氧原子数增加，故SO₂失去氧原子转化为S，反应式为：MFe₂O_X+SO₂=MFe₂O₄+S。

答案：（1）①800L·mol^－1  ②＝ （2）1.60N_A（或1.6N_A）  173.4 （3）MFe₂O_x＋SO₂→MFe₂O₄＋S

6、、解析：(1)画图略，要点：1.催化剂可降低反应的活化能，但对这各反应前后能量变化并不产生任何影响。2.该反应为吸热反应，所以反应物的总能量要低于生成物的总能量。

(2)请提出可提高其反应速率且增大NH₃生成量的建议：升高温度，增大反应物N₂的浓度，不断移出生成物脱离反应体系。

解释：该反应正反应是吸热反应，升高温度，使化学平衡向正反应方向移动，从而增大NH₃生成量，升高温度也能提高反应速率；增大反应N₂浓度，加快反应速率，并使化学平衡向右移动；不断移出生成物脱离反应体系，使平衡向右移动，增大NH₃生成量。 

(3) ①该条件下N₂的平衡转化率：66.7%     ②该条件下反应2NH₃(g) N₂(g) +3H₂(g)的平衡常数为0.005

解释：由三行式法计算可知，起始时，c(N₂)=0.3mol/l.平衡时，c(N₂)=0.1mol/l; c(H2)=0.2mol/l; c(NH₃)=0.4mol/l 。①所以N₂的平衡转化率=(0.3-0.1)/0.3*100%=66.7%②反应2NH₃(g)  N₂(g) +3H₂(g)的平衡常数K= c(N₂)* c(H₂)³/ c(NH₃)²=0.005

答案：（1）

（2）研制新型高效催化剂（升高温度，增大反应物N₂的浓度，不断移出生成物脱离反应体系）

（3）①66.7% ②0.005

7、解析：（1）15min时，甲酸甲酯的转化率为6.7%，所以15min时，甲酸甲酯的物质的量为1—1.00mol×6.7%==0.933mol；20min时，甲酸甲酯的转化率为11.2%所以20min时，甲酸甲酯的物质的量为1—1.00mol×11.2%==0.888mol，所以15至20min甲酸甲酯的减少量为0.933mol—0.888mol=0.045mol，则甲酸甲酯的平均速率==0.045mol/5min==0.009mol·min^-1。

（2）从题给数据不难看出，平均速率的变化随转化率的增大先增大再减小，后保持不变。因为反应开始甲酸甲酯的浓度大，所以反应速率较大，后随着反应进行甲酸甲酯的浓度减小，反应速率减小，当达到平衡时，反应速率几乎不变。

（3）由图象与表格可知，在75min时达到平衡，甲酸甲酯的转化率为24%，所以甲酸甲酯转化的物质的量为1.00×24%==0.24mol，结合方程式可计算得平衡时，甲酸甲酯物质的量==0.76mol，水的物质的量1.75mol，甲酸的物质的量==0.25mol 甲醇的物质的量==0.76mol

。所以K=（0.76×0.25）/（1.75×0.76）=1/7。

（4）因为升高温度，反应速率增大，达到平衡所需时间减少，所以绘图时要注意T₂达到平衡的时间要小于T₁，又该反应是吸热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，甲酸甲酯的转化率减小，所以绘图时要注意T₂达到平衡时的平台要低于T₁。

答案：（1）15—20min范围内甲酸甲酯的减少量为0.045mol；甲酸甲酯的平均反应速率为0.009mol·min^-1（2）反应速率随着反应的进行，先逐渐增大再逐渐减小，后不变；原因：随着反应的不断进行，应开始甲酸甲酯的浓度大，所以反应速率较大，后随着反应进行，甲酸甲酯的物质的量浓度不断减少，反应速率不断减慢，所以转化率增大的程度逐渐减小，当反应达到平衡后，转化率不变。

（3）1/7

（4）图略。作图要点：因为T₂>T₁，温度越高，平衡向逆反应方向移动，甲酸甲酯的转化率下降，T₂达到平衡时的平台要低于T₁；另外温度越高，越快达到平衡，所以T₂达到平衡的时间要小于T₁。

三、电离平衡常数

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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CH₃COOHCH₃COO^-+H⁺，K=c(CH₃COO^-)c(H⁺)/c(CH₃COOH).

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。

例1．（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^-7

D．由HA电离出的c(H⁺)约为水电离出的c(H⁺)的10⁶倍

解析：根据HA在水中的电离度可算出c(H⁺)=0.1× 0.1%mol·L^-1=10^-4 mol·L^-1，所以pH=4；因HA在水中有电离平衡，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；C选项可由平衡常数表达式算出K==1×10^-7，所以C无错误。c(H⁺)=10^-4 mol·L^-1，所以c(H⁺，水电离)= 10^-10 mol·L^-1，前者是后才的10⁶倍。答案：B 。

例2．（09年山东理综·28）（14分）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。

（1）合成氨反应N₂(g)＋3H₂(g)2NH₃(g)，若在恒温、恒压条件下向平衡体系中通入氩气，平衡       移动（填“向左”、“向右”或“不”）；使用催化剂        反应的△H（填“增大”、“减小”或“不改变”）。

（2）已知：O₂(g) = O₂⁺(g)+e^－             H₁=1175.7 kJ·mol^-1

           PtF₆(g)+e^－=PtF₆^－(g)                    H₂=-771.1 kJ·mol^-1

           O₂PtF₆(S)=O₂⁺(g)+PtF₆^－(g)              H₃=482.2 kJ·mol^-1

则反应O₂(g)+PtF₆(g) = O₂⁺PtF₆^－(s)的H=_____________ kJ·mol^-1。

（3）在25℃下，向浓度均为0.1 mol·L^-1的MgCl₂和CuCl₂混合溶液中逐滴加入氨水，先生成        沉淀（填化学式），生成该沉淀的离子方程式为       。已知25℃时K_sp[Mg(OH)₂]=1.8×10^-11，K_sP[Cu(OH)₂]=2.2×10^-20。

（4）在25℃下，将a mol·L^-1的氨水与0.01 mol·L^-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a的代数式表示NH₃·H₂O的电离常数K_b=            。

解析：（1）恒温、恒压条件下向平恒体系中通入氩气，则反应体系体积增大，平衡左移；使用催化剂只是改变了反应的途径，没有改变反应物与生成物的状态，△H不变；（2）利用盖斯定律，△H₁+△H₂+（-△H₃）= —77.6 kJ·mol^-1；（3）由于,K_sP[Cu(OH)₂]=2.2×10^-20＜K_sp[Mg(OH)₂]=1.8×10^-11，所以先生成沉淀；2NH₃·H₂O＋Cu^2＋＝Cu(OH)₂↓＋2 NH₄^*；根据溶液的电中性原则，c(NH₄^*)=c(Cl^-)，则[H^＋]＝[OH^-]；溶液显中性；K_b= ，c(NH₄^*)=c(Cl^-)＝0.005 mol·L^-1；[H^＋]＝[OH^-]＝1×10^-7mol·L^-1（因为是25℃下且为中性）；[NH₃·H₂O]＝mol·L^-1－0.005 mol·L^-1，则：K_b=mol·L^-1。

答案：（1）向左不改变（2）－77.6 （3）Cu(OH)₂   Cu²⁺+2NH₃·H₂O = Cu(OH)₂↓+2NH₄⁺

（4）中     mol·L^-1

跟踪练习：

（08年山东理综·29）北京奥运会“祥云”火炬燃料是丙烷（C₃H₈），亚特兰大奥运会火炬燃料是丙烯（C₃H₆）。

（1）丙烷脱氢可得丙烯。

已知：C₃H₈(g)=CH₄(g)＋HCCH(g)＋H₂(g)  △H₁=156.6 kJ·mol^－1

     CH₃CHCH₂(g)=CH₄(g)＋HCCH(g )  △H₂=32.4 kJ·mol^－1

则相同条件下，反应C₃H₈(g)=CH₃CHCH₂(g)＋H₂(g) 的△H=         kJ·mol^－1。

（2）以丙烷为燃料制作新型燃料电池，电池的正极通入O₂和CO₂，负极通入丙烷，电解质是熔融碳酸盐。电池反应方程式为                              ；放电时CO₃^2－移向电池的                （填“正”或“负”）极。

（3）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^-5mol·L^-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=2.5×10^-6）

（4）常温下，0.1 mol·L^-1NaHCO₃溶液的pH大于8，则溶液中c(H₂CO₃)       c(CO₃^2－)（填“＞”、“=”或“＜”），原因是                                                   （用离子方程式和必要的文字说明）。

解析：（1）将第2个方程式颠倒反写，然后与第1个方程式相加，即得所求的反应C₃H₈(g)====CH₃CH＝CH₂(g)＋H₂(g)，△H也随方程式的变化关系进行求算：△H=-△H₂+△H₁=124.2kJ.mol^-1。

（2）以丙烷为燃料制作的新型燃料电池，其电池反应方程式为C₃H₈十50₂=3C0₂+4H₂0，因电子从电池的负极经导线流入了电池的正极，故电池的正极是电子富集的一极，故带负电荷的离子C0₃^2-在电解质溶液中应移向电池的负极而不是正极。

（3）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^-5=4.2×10^-7mol. L^-1。

（4）0.1 mol L^-1NaHCO₃溶液的pH大于8，说明溶液呈碱性，即c(OH^-)＞c(H⁺),因在NaHCO₃溶液中存在着两个平衡：电离平衡HCO₃^-CO₃^2-+H⁺，水解平衡：HCO₃^-+H₂0 H₂CO₃^-+OH^- ，其余部分水的电离忽略不计，由c(OH^-)＞c(H⁺)，说明水解过程大于电离过程，从而推出c(H₂CO₃)>c(CO₃^2-) 。

答案：

（1）124.2（2）C₃H₈＋5O₂=3CO₂＋4H₂O    负（3）4.2×10^-7mol·L^-1

（4）＞   HCO₃^－＋H₂O=CO₃^2－＋H₃O^＋（或HCO₃^－=CO₃^2－＋H^＋）、HCO₃^－＋H₂O=H₂CO₃＋OH^－，HCO₃^－的水解程度大于电离程度

四、水解常数

例题．（09年福建理综·10）在一定条件下，Na₂CO₃溶液存在水解平衡：CO₃^2－＋H₂OHCO₃^－＋OH^－。下列说法正确的是（   ）

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

C．升高温度，减小       

D．加入NaOH固体，溶液pH减小

解析：平衡常数仅与温度有关，故稀释时是不变的，A项错；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项正确；升温，促进水解，平衡正向移动，故表达式的结果是增大的，C项错；D项，加入NaOH，碱性肯定增强，pH增大，故错。答案：B。