文档内容
解密五大平衡常数（1）
重难点 题型 分值
1. 熟练掌握几种常数的表达式，含义，影
响因素及其应用
重点 2. 重点掌握有关化学平衡常数的计算，与
溶度积有关的几种计算
选择题、填空题 4-6分
3. 通过对几种常数的比较，掌握其意义
1. 几种平衡常数的应用
难点
2. 有关化学平衡常数的计算
1. 化学平衡常数（K）、电离平衡常数（K 或K ）、水的离子积常数（K ）、水解平衡
a b w
第1页常数（K ）、沉淀溶解平衡常数（K ）本质上都是平衡常数，都只是温度的函数，体现了
h sp
平衡时溶液中离子浓度的特定关系，其大小只受温度影响。
2. 五大平衡常数是《化学反应原理》的重要内容，属于新课标新增的重点内容，使化学
由定性描述走向定量研究，“用数据来说话”让化学变得富有活力，所以从一定意义上讲
掌握了五大平衡常数，就掌握了一把解决有关平衡问题的金钥匙。因此，可以预测这“五
大平衡常数”在今后的高考中，将继续成为考查的重点及热点。
一、化学平衡常数
1. 概念
在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂
之积的比值是一个常数，用符号K表示。
2. 表达式
（1）对于反应 mA（g）＋nB（g） pC（g）＋qD（g），化学平衡常数
，式子均为平衡浓度（气体或溶液）。
c(CO)⋅c(H )
2
c(H O)
如：C（s）＋HO（g） CO（g）＋H （g）的平衡常数表达式K＝ 2
2 2
。
【注意】①固体和纯液体物质的浓度视为常数，通常不写入平衡常数表达式中，但水
蒸气需写入。
②计算时，代入平衡常数表达式的浓度是平衡浓度。
（2）化学平衡常数是指某一个具体反应的平衡常数，当化学反应方向改变或化学计量
数改变时，化学平衡常数也发生改变，例如：
化学方程式 平衡常数表达式 相互关系
c(N )⋅c3 (H )
2NH （g） N （g）＋3H 2 2
3 2 2
（g） K ＝ c2 (NH 3 ) 1
1
c2 (NH ) K
N 2 （g）＋3H 2 （g） 2NH 3 3 K 1 ＝ 2（用 K 2 表示）
（g） c(N )⋅c3 (H ) 1
K ＝ 2 2 √K
2 2
K ＝ 2（ 或 K ）
1 3 c(NH ) 3 2
3 （用K 表示）
2 2 1 3 2
N （g）＋ H （g）
2 2 c2 (N )⋅c2 (H )
NH （g） K ＝ 2 2
3 3
【实例】已知下列反应在某温度下的平衡常数：
H（g）＋S（s） HS（g） K
2 2 1
S（s）＋O（g） SO （g） K
2 2 2
则在该温度下反应H （g）＋SO （g） O （g）＋HS（g）的平衡常数为K / K 。
2 2 2 2 1 2
（用K 、K 表示）
1 2
第2页【点拨】化学平衡常数与化学方程式书写形式的关系
①正、逆反应的平衡常数互为倒数。
1
n
②若化学方程式中各物质的化学计量数都变成n倍或 倍，则化学平衡常数变为原来
1
n
的n次幂或 次幂。
③两方程式相加得到新的化学方程式，其化学平衡常数是两反应平衡常数的乘积。
3. 影响因素
只与温度有关，与物质的浓度、压强等无关。
①对于正向吸热的可逆反应：升高温度，平衡正向移动，导致生成物浓度增大，反应
物浓度减小，K值增大，反之，降温则K值减小。
②对于正向放热的可逆反应：升高温度，平衡逆向移动，导致生成物浓度减小，反应
物浓度增大，K值减小，反之，降温则K值增大。
4. 应用
（1）判断可逆反应进行的程度
平衡常数越大，说明生成物的平衡浓度越大，反应物的平衡浓度越小，反应物的转化
率越大。即该反应进行得越完全。
K <10－5 10－5～105 >105
反应程度 很难进行 反应可逆 反应可接近完全
（2）判断化学反应进行的方向
对于可逆反应aA（g）＋bB（g） cC（g）＋dD（g）的任意状态时的浓度商Q
cc (C)⋅cd (D)
ca (A)⋅cb (B)
（即K表达式中带入任意时刻的浓度），浓度商Q＝ 。
Q K，反应向逆反应方向进行，v（正）＜v（逆）
（3）判断可逆反应的热效应
5. 有关化学平衡常数的计算
（1）明确三个量——起始量、转化量、平衡量
第3页N ＋ 3H 2NH
2 2 3
起始量 1 3 0
转化量 a b c
平衡量 1－a 3－b c
【注意】没有标明单位，可以是物质的量，也可以是浓度
①反应物的平衡量＝起始量－转化量。
②生成物的平衡量＝起始量＋转化量。
③各物质转化浓度（物质的量）之比等于它们在化学方程式中化学计量数之比。转化
浓度是联系化学方程式、平衡浓度、起始浓度、转化率、化学反应速率的桥梁。因此抓住
转化浓度是解题的关键。
（2）掌握四个公式
n(转化) c(转化)
n（起始） c（起始）
①反应物的转化率＝ ×100%＝ ×100%。
②生成物的产率：实际产量（指生成物）占理论产量的百分数。一般地，转化率越大，
原料利用率越高，产率越大。
实际产量
理论产量
产率＝ ×100%。
平衡量
平衡时各物质的总量
③平衡时混合物组分的百分含量＝ ×100%。
某组分的物质的量
混合气体总的物质的量
④某组分的体积分数＝ ×100%。
（3）谨记一个答题模板
对于反应：mA（g）＋nB（g） pC（g）＋qD（g），令A、B起始物质的量分别
为a mol、b mol，达到平衡后，A的转化量为mx mol，容器容积为V L，则有以下关系：
mA（g）＋nB（g） pC（g）＋qD（g）
起始/mol a b 0 0
转化/mol mx nx px qx
平衡/mol a－mx b－nx px qx
px qx
p q
（ ）⋅（ ）
V V
a−mx b−nx
m n
( ) ⋅( )
V V
则有：①K＝
a−mx
V
②c （A）＝ mol·L－1
平
mx
a
③α（A） ＝ ×100%
平
第4页a−mx
×100%
a+b+(p+q−m−n)x
④φ（A）＝
p
平 a+b+(p+q−m−n)x
p
⑤ 始＝
a+b
⑥平衡时体系的平均摩尔质量：
a⋅M(A)+b⋅M(B)
M
＝
a+b+(p+q−m−n)x
g·mol－1
【注意】计算平衡常数时代入的必须是各物质的平衡浓度（对于反应前后气体总体积
不变的反应，也可以用各物质平衡时的物质的量）。平衡常数的单位是一个复合单位，可
写，也可以不写。
【即时练】1
研究氮氧化物与悬浮在大气中海盐粒子的相互作用时，涉及如下反应：
2NO （g）+ NaCl（s） NaNO （s）+ ClNO（g）K ΔH < 0（I）
2 3 1 1
2NO（g）+ Cl （g） 2ClNO（g）K ΔH<0（Ⅱ）
2 2
（1）4NO （g）+ 2NaCl（s） 2NaNO （s）+2NO（g）+ Cl （g）的平衡常数K =
2 3 2
（用K 、K 表示）。
1 2
（2）为研究不同条件对反应（Ⅱ）的影响，在恒温条件下，向2L恒容密闭容器中加
入0. 2mol NO和0. 1mol Cl ，10min时反应（Ⅱ）达到平衡。测得10min内v（ClNO）=7.
2
5×10-3mol·L-l·min-1，则平衡后n（Cl）= mol，NO的转化率α = 。
2 1
【答案】（1）K= （2）2. 5×10-2 75%
【解析】（1）将题干中已知的两个化学方程式做如下处理：（I）×2-（Ⅱ）可得
4NO （g）+2NaCl（s）=2NaNO （s）+2NO（g）+ Cl （g），则其平衡常数K= 。
2 3 2
（2）根据“三段式”：
2NO（g）+ Cl （g） 2ClNO（g）
2
起始（mol•L-1） 0. 1 0. 05 0
转化（mol•L-1） 0. 1α 0. 05α 0. 1α
1 1 1
平衡（mol•L-1） 0. 1-0. 1α 0. 05-0. 5α 0. 1α
1 1 1
v （ClNO）= 7. 5×10-3mol·L-1·min-1，得α =75%，平衡时n（C1 ）=
1 2
（0. 05-0. 05α ）mol·L-1×2L=0. 025mol。
1
二、电离平衡常数
第5页1. 概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离出的各种离子浓度的
乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电
离常数。弱酸用K 表示，弱碱用K 表示。
a b
2. 表达式：
c(A−)⋅c(H+)
c(HA)
（1）对于一元弱酸HA：HA H+ + A+，电离常数K＝ 。
a
c(B+)⋅c(OH−)
c(BOH)
（2）对于一元弱碱BOH：BOH B+ + OH－，电离常数K ＝ 。
b
（3）多元弱酸分步电离，各级电离常数的大小关系是K K K ……故其酸性主要决
1 2 3
定于第一步电离。
≫ ≫
3. 影响因素：
内因（决定性因素），弱电解质本身的性质。
外因，只与温度有关，升温，K值增大（因为弱电解质的电离是吸热的）。电离常数
同化学平衡常数一样，只与温度有关，而不受溶液中粒子浓度的影响，由于电离过程是吸
热的，因此电离常数随着温度的升高而增大。
4. 应用：
①衡量弱电解质电离的难易程度。在相同条件下，K 值越大，表示该弱电解质越易电
离，所对应的酸性或碱性相对越强。
②判断盐溶液的酸性或碱性强弱，碱或酸的电离常数越大，对应的盐水解程度越小，
酸性或碱性越弱。
③判断弱酸性酸性的相对强弱，进而判断某些酸参加的复分解反应能否发生。一般符
合“强酸制弱酸”规律。
④判断微粒浓度比值的变化。加水稀释弱电解质溶液时，能促进其电离，溶液中离子
和分子的浓度会发生相应的变化，但电离常数不变，题目中经常利用电离常数不变这一特
点来判断溶液中某些微粒浓度比值的变化情况。
如 将 0.1mol/LCH COOH 溶 液 加 水 稀 释 ， 溶 液 中
3
，稀释过程中，c（H+）减小，K 值不变，则
a
的值变大。
⑤判断电离平衡的移动方向。向稀醋酸中加入冰醋酸，此时c（CHCOOH）增大，溶
3
液中有关微粒的浓度商 ，电离平衡正向移动；反之，向
第6页溶液中通入HCl气体，则因c（H+）增大，使Q＞Ka，电离平衡逆向移动。
【即时练】
已知HCO 的第二级电离常数K =5. 6×10-11，HClO的电离常数K=3. 0×10-8，写出下列
2 3 2
条件下所发生反应的离子方程式：
（1）少量Cl 通人到过量的NaCO 溶液中：
2 2 3
（2）Cl 与NaCO 按物质的量之比1：1恰好反应：
2 2 3
（3）少量CO 通入到过量的NaClO溶液中：
2
【答案】（1）Cl+H O+2CO2-=2HCO-+Cl-+ClO-
2 2 3 3
（2）Cl+H O+CO2-=HCO-+Cl-+HclO
2 2 3 3
（3）ClO-+CO +H O═HClO+HCO -
2 2 3
三、水的离子积常数（K ）
w
1. 概念：一定温度下，水或稀的水溶液中c（H＋）与c（OH－）的乘积是一个常数，称
为水的离子积常数，简称水的离子积，用K 表示，即K = c（H＋）·c（OH－）。
w W
2. 表达式：K = c（H＋）·c（OH－）。在稀溶液中，c（H＋）·c（OH－）= K ，其中c
W W
（H＋）、c（OH－）是溶液中的H+、OH－浓度：水电离出的H+ 数目与OH－数目相等。
25℃时， K = 1. 0×10－14。
w
3. 影响因素：只与温度有关，温度升高，K 增大。常温下（25℃），K = 1. 0×10－14；
w w
100℃，K = 1. 0×10－12。
w
【注意】K 不仅适用于纯水中，还适用于稀的电解质水溶液。
w
4. 应用
①通过K 的大小比较相应温度的高低。
w
②溶液中c（H+）与c（OH－）相互换算。
③酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c（H+）或c（OH－）的计算等。
【即时练】
下图表示水中c（H＋）和c（OH－）的关系，下列判断错误的是（ ）
A. 两条曲线间任意点均有c（H＋）·c（OH－）＝K
W
B. M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－）
C. 图中T＜T
1 2
第7页D. XZ线上任意点均有pH＝7
【答案】D
【解析】根据水的离子积定义可知A项正确；XZ线上任意点都存在c（H＋）＝c（OH
－），所以M区域内任意点均有c（H＋）＜c（OH－），B项正确；因为图像显示T 时水的
1
离子积小于T 时水的离子积，而水的电离程度随温度升高而增大，则 T ＜T ，C项正确；
2 1 2
XZ线上只有X点的pH＝7，D项错误。
四、盐的水解常数（K ）
h
一元弱酸强碱盐的水解常数：K =K /K，在常温下，水的离子积常数K 为一常数，故
h w a w
弱酸强碱盐的水解常数值K 取决于弱酸的电离常数K 的大小。K 越小，即酸越弱，则K
b a a b
越大，说明该盐的水解程度越大；反之，K 越大，K 越小，水解程度越小。
a b
强酸弱碱盐的水解常数：K=K /K ，组成该盐的碱越弱，水解常数K 越大，水解程度
h w b b
也就越大。
多元弱酸盐的水解常数：多元弱酸盐的水解比较复杂，它们的水解过程与多元弱酸的
电离相似，也是分步进行的，每一步都有相应的水解常数。但通常由于第一步的水解程度
远远大于第二步的水解程度，主要考虑第一步的水解。
如：CO2－ + H O HCO －+ OH－的
3 2 3
K =
h
如：HCO － + H O HCO + OH－的
3 2 2 3
【即时练】
NaHCO 的水溶液呈碱性，通过简要的计算说明原因。（已知：HCO 的电离常数
3 2 3
K =4. 4×10－7，K =4. 7×10－11）
1 2
【解析】NaHCO 电离出的HCO －既能水解也能电离，只需比较其水解和电离程度的
3 3
大小即可。电离：HCO － CO2－+H+（呈酸性），K =4. 7×10-11。水解：HCO －+ H O
3 3 2 3 2
HCO + OH－（呈碱性），K =K /K =2. 3×10－8。K>K ，说明水解程度大于其电离程度，
2 3 h w 1 h 2
故NaHCO 的水溶液呈碱性。
3
五、难溶电解质的溶度积常数（K ）
sp
1. 概念：一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之积为一常数，称为
溶度积常数，简称溶度积，符号为K 。
sp
2. 表达式：对于M A 的饱和溶液，M A （s） mMn++（aq）+nAm+（aq），Ksp=cm
m n m n
（Mn+）·cn（Am+），固体纯物质不列入平衡常数。
第8页3. 影响因素：
（1）内因
难溶电解质本身的性质，这是主要决定因素。
（2）外因
K 只受温度的影响（通常随温度的升高而增大），在一定温度下，K 是一个常数。
sp sp
【注意】①溶度积的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。
②升高温度，少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca（OH） 的溶解平衡。
2
4. 应用：
（1）判断沉淀生成的顺序
对于同类型（同种类型是指从化学式组成来看阴、阳离子个数之比相等。）且含有相
同离子的沉淀，溶度积越小，沉淀越先生成。例如向物质的量浓度相等的 NaCl和NaI的混
合溶液中逐滴加入AgNO 溶液，先生成AgI沉淀，后生成AgCl沉淀。这是因为沉淀I－所
3
需的c（Ag+）比沉淀C1－所需的c（Ag+）小。
（2）判断沉淀生成的条件
生成沉淀的条件是满足Q>K ，由此可以计算出使离子沉淀完全的条件。通常认为当
sp
溶液中的离子浓度小于等于10－5mol·L－1时，该离子已沉淀完全。以Fe（OH） 为例，可
3
计算Fe3+完全沉淀所需控制的pH：K [Fe（OH）]=2.8×10－39，当c（Fe3+）=10－5mol·L－1时，
sp 3
c（OH－）= 6. 54×10-12mol·L－1，c（H+）=1. 53×10－3mol·L－1，pH≈2.
8，故Fe在pH=2. 8时沉淀完全。同理可计算Cu²+、Mg²+、Fe2+等金属离子沉淀完全时溶液
的pH。
5. 与溶度积有关的几种计算
（1）已知溶度积，求饱和溶液中某种离子的浓度。如K （AgCl）= a，则饱和AgC1
sp
溶液中，c（Ag+）= 。
（2）已知溶度积和溶液中某种参与沉淀溶解平衡的离子浓度，求达到沉淀溶解平衡后
另一种参与沉淀溶解平衡的离子浓度。如某温度下K （AgCl）=a，在0. 1mol·L-1的NaCl
sp
溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c（Ag+）=10a mol·L-1。
（3）计算沉淀转化反应的平衡常数，如对于反应Cu2+（aq）+ZnS（s） CuS（s）+
Zn2+（aq），Ksp（ZnS）=c（Zn2+）·c（S2-），K （CuS）=c（Cu2+）·c（S2-），该反应的
sp
平衡常数 。
如：AgCl＋I－ AgI＋Cl－[已知：K （AgCl）＝1. 8×10－10、K （AgI）＝8. 5×10－
sp sp
c(Cl−) c(Ag+)⋅c(Cl−) K
sp
(AgCl) 1.8×10−10
17] 反 应 的 平 衡 常 数 K ＝
c(I−)
＝
c(Ag+)⋅c(I−)
＝
K
sp
(AgI)
＝
8.5×10−17
第9页≈2.12×106。
【注意】①误认为只要K 越大，其溶解度就会越大。其实溶解度不只与K 有关，还
sp sp
与难溶物化学式中的各离子配比有关。只有同类型的难溶物的K 大小才可用于比较其溶解
sp
度大小。
②一定温度下，误认为溶解度受溶液中相同离子浓度的影响而导致K 改变。实际上
sp
K 只受温度影响，温度不变则K 不变，如Mg（OH） 在MgCl 溶液中的溶解度要小于在
sp sp 2 2
纯水中的溶解度，而K [Mg（OH）]不变。
sp 2
③误认为K 小的不能转化为K 大的，只能实现K 大的向K 小的转化。实际上，当
sp sp sp sp
两种难溶电解质的K 相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现难溶电解质由
sp
K 小的向K 大的转化。
sp sp
【小试牛刀】已知：某温度时，K （FeC O ）＝2. 0×10－7，K （CaC O ）＝2. 5×10－
sp 2 4 sp 2 4
9。下列说法不正确的是（ ）
A. 向NaC O 溶液中加入FeCl 与CaCl ，当两种沉淀共存时，溶液中c（Fe2＋）∶c
2 2 4 2 2
（Ca2＋）＝80∶1
B. 向FeC O 悬浊液中加入适量CaCl ，可以生成CaC O 沉淀
2 4 2 2 4
C. CaC O 饱和溶液的物质的量浓度为5×10－5 mol·L－1
2 4
D. FeC O 的溶解度小于CaC O 的溶解度
2 4 2 4
【答案】D
c(Fe2+) K
sp
(FeC
2
O
4
) 2.0×10−7
【解析】A 项，当两种沉淀共存时，
c(Ca2+)
＝
K
sp
(CaC
2
O
4
)
＝
2.5×10−9
＝
2−
80∶1，正确；B项，向FeC O 悬浊液中加入适量CaCl ，当c（Ca2＋）·c（C O4 ）>K
2 4 2 2 sp
（CaC O ）时，则有CaC O 沉淀，正确；C项，CaC O 饱和溶液中，c（Ca2＋）＝c（C O
2 4 2 4 2 4 2
2− 2−
4 ）且c（Ca2＋）·c（C O4 ）＝2. 5×10－9，故CaC O 浓度为5×10－5 mol·L－1，正确；D项
2 2 4
K （FeC O）>K （CaC O），故FeC O 溶解度大。
sp 2 4 sp 2 4 2 4
（答题时间：40分钟）
一、选择题
1. 在一定温度下的密闭容器中，加入1 mol CO和1 mol H O（g）发生反应：CO（g）
2
+H O（g） CO（g）+H （g），达到平衡时测得n（H）为0. 5 mol，下列说法不正确
2 2 2 2
的是（ ）
A. 在该温度下平衡常数K=1
第10页B. 平衡常数与反应温度无关
C. CO的转化率为50%
D. 其他条件不变，改变压强平衡不移动
2. 25 ℃，两种酸的电离常数如下表。
K K
a1 a2
HA 1. 3×10-2 6. 3×10-6
2
HB 4. 2×10-7 5. 6×10-11
2
下列叙述中正确的是（ ）
A. H A的电离方程式：HA===2H++A2-
2 2
K
W
B. 常温下，在水中NaB的水解平衡常数为：K
=4.2×10−7
2 b1
C. 等浓度的NaA和NaB溶液，由水电离产生的H+浓度大小关系为前者大于后者
2 2
D. 向NaHB溶液中加入少量HA溶液，可发生反应：2HB-+H A===A2-+2H B
2 2 2
3. 常温下，取一定量的PbI 固体配成饱和溶液，t时刻改变某一条件，离子的浓度变化
2
如图所示[注：第一次平衡时c（I-）=2×10-3 mol·L-1，c（Pb2+）=1×10-3 mol·L-1]。下列有关
说法正确的是（ ）
A. 常温下PbI 的K =2×10-6
2 sp
B. 温度不变，向PbI 饱和溶液中加入少量硝酸铅浓溶液，PbI 的溶解度不变，c
2 2
（Pb2+）增大
C. t时刻改变的条件可能是升高温度，PbI 的K 增大
2 sp
D. 常温下K （PbS）=8×10-28，向PbI 的悬浊液中加入NaS溶液，PbI （s）+S2-（aq）
sp 2 2 2
PbS（s）+2I-（aq）反应的化学平衡常数为5×1018
4. 下列关于化学平衡常数（K）、电离平衡常数（K 或K ）、水解平衡常数（K ）、沉
a b h
淀溶解平衡常数（K ）、水的离子积常数（K ）的叙述中错误的是（ ）
sp W
A. K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K>105时，该反应进行得就基本完
全了
B. 比较K 与离子积Q 的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或
sp c
溶解
C. K、K 或K 、K 、K 、K 都与温度有关，温度越高，常数值越大
a b h sp W
第11页D. 弱酸HA的K 与NaA的K 、水的离子积常数K 三者间的关系可表示为K =K·K
a h W W a h
5. 将固体NH I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：①NH I（s） NH
4 4 3
（g）+HI（g）
②2HI（g） H（g）+I （g）。达到平衡时，c（H）=0. 5 mol·L-1，c（HI）=4
2 2 2
mol·L-1，则此温度下反应①的平衡常数为（ ）
A. 9 B. 16 C. 20 D. 25
6. 下列溶液或浊液中，关于离子浓度的说法正确的是 （ ）
A. 一定浓度的氨水加水稀释的过程中，c（NH +）/c（NH ·H O）的比值减小
4 3 2
B. 浓度均为0. 1 mol·L-1的NaCO、NaHCO 混合溶液中：c（CO2-）>c（HCO -），且
2 3 3 3 3
2c（Na+）=3c（HCO）+3c（HCO -）+3c（CO2-）
2 3 3 3
C. 常温下0. 4 mol·L-1 HB溶液和0. 2 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后溶液的pH=3，
则溶液中微粒浓度存在下面关系：c（B-）>c（Na+）>c（HB）>c（H+）>c（OH-）
D. 假设HClO的电离平衡常数为K，碳酸的电离平衡常数分别记为：K 和K ，已知：
a a1 a2
K >K>K ，则发生反应：2NaClO+CO （少量）+H O=Na CO+2HClO
a1 a a2 2 2 2 3
二、非选择题
7. 研究氮氧化物的反应机理，对于消除环境污染有重要意义。升高温度绝大多数的化学
反应速率增大，但是2NO（g）＋O （g） 2NO （g）的速率却随温度的升高而减小。
2 2
某化学小组为研究特殊现象的实质原因，查阅资料知：
2NO（g）＋O（g） 2NO （g）的反应历程分两步：
2 2
①2NO（g） NO（g）（快）
2 2
v ＝k c2（NO） v ＝k c（NO） ΔH＜0
1正 1正 1逆 1逆 2 2 1
②NO（g）＋O（g） 2NO （g）（慢）
2 2 2 2
v ＝k c（NO）·c（O） v ＝k c2（NO ） ΔH＜0
2正 2正 2 2 2 2逆 2逆 2 2
请回答下列问题：
（1）一定温度下，反应2NO（g）＋O （g）2NO （g）达到平衡状态，请写出用
2 2
k 、k 、k 、k 表示的平衡常数表达式K＝________，根据速率方程分析，升高温度该
1正 1逆 2正 2逆
反应速率减小的原因是________（填字母）。
a. k 增大，c（NO）增大
2正 2 2
b. k 减小，c（NO）减小
2正 2 2
c. k 增大，c（NO）减小
2正 2 2
d. k 减小，c（NO）增大
2正 2 2
（2）由实验数据得到v ～c（O）的关系可用如图表示。当x点升高到某一温度时，
2正 2
反应重新达到平衡，则变为相应的点为______（填字母）。
第12页8. HS 与 CO 在高温下发生反应：HS（g）＋CO （g） COS（g）＋HO
2 2 2 2 2
（g）。在610 K时，将0. 10 mol CO 与0. 40 mol H S充入2. 5 L的空钢瓶中，反应平衡后
2 2
水的物质的量分数为0. 02。
①HS的平衡转化率α＝__________%，反应平衡常数K＝________。
2 1
②在620 K重复实验，平衡后水的物质的量分数为0. 03，HS的转化率α______α ，
2 2 1
该反应的ΔH______0。（填“>”“<”或“＝”）
③向反应器中再分别充入下列气体，能使HS转化率增大的是________（填标号）。
2
A. H S B. CO
2 2
C. COS D. N
2
第13页1.【答案】B
【解析】 CO（g）+ H O（g） CO（g）+H （g）
2 2 2
起始（mol） 1 1 0 0
反应（mol） 0. 5 0. 5 0. 5 0. 5
平衡（mol） 0. 5 0. 5 0. 5 0. 5
0.5×0.5
由反应方程式及以上数据判断可得K=
0.5×0.5
=1，A正确；平衡常数与反应温度有关，
0.5
1
B错误；CO的转化率为 ×100%=50%，C正确；该反应为一个气体化学计量数不变的反
应，改变压强，平衡不移动，D正确。
2.【答案】D
【解析】根据电离平衡常数，HA为二元弱酸，分步电离，电离方程式应分步书写，A
2
c(HB−)⋅c(OH−)
c(B2−)
项错误；水中NaB的水解平衡为B2-+H O HB-+OH-，K = ，分子分
2 2 b1
K
W
母同乘以氢离子浓度，则K =
5.6×10−11
，B项错误；越弱越水解，由于HB的K 小于
b1 2 a2
HA的K ，所以等浓度的NaA和NaB溶液，B2-的水解程度大，由水电离产生的H+浓度
2 a2 2 2
大，C项错误。
3.【答案】D
【解析】K =c（Pb2+）·c2（I-）=4×10-9，A错误；加入硝酸铅，c（Pb2+）增大，PbI 的
sp 2
溶解度减小，B错误；t时刻时c（I-）增加、c（Pb2+）不变，所以改变的条件不可能是升
c2 (I−) c2 (I−)⋅c(Pb2+)
c(S2−) c(S2−)⋅c(Pb2−)
高温度，C错误；K= = = ，D正确。
4.【答案】C
【解析】相同条件下不同反应的K值越大，表示反应进行的程度越大；相同的化学反
应在不同条件下，K值越大，表示反应进行的程度越大，A正确；比较K 与离子积Q 的
sp c
相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解，Q>K 时，溶液过饱和
c sp
有沉淀析出；Q=K 时，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；Qc（Na+）=0. 1 mol·L-1，因此c
−
（B-）>c（Na+）>c（HB）>c（H+）>c（OH-），C项正确；HClO的酸性比HCO3 强，所
以NaClO+CO （少量）+H O NaHCO +HClO，D项错误。
2 2 3
k ⋅k
1 2
正 正
k ⋅k
7.【答案】（1） 1 逆 2 逆 c （2）a
【解析】（1）由反应达到平衡状态可知，v ＝v 、v ＝v ，所以v ×v ＝v ×v
1正 1逆 2正 2逆 1正 2正 1逆 2
，即 k c2（NO）×k c（NO ）·c（O ）＝k c（NO ）×k c2（NO ），则 K＝
逆 1正 2正 2 2 2 1逆 2 2 2逆 2
c2 (NO 2 ) k 1 正 ⋅k 2 正
c2 (NO)⋅c(O 2 ) ＝ k 1 逆 ⋅k 2 逆。
（2）因为决定2NO（g）＋O （g） 2NO （g）速率的是反应②，升高温度，v
2 2 2正
减小，平衡向逆反应方向移动，c（O ）增大，因此当x点升高到某一温度时，c（O ）增
2 2
大，v 减小，符合条件的点为a。
2正
8.【答案】①2. 5 2. 8×10－3 ②> > ③B
【解析】①用三段式法计算：该反应前后是等气体分子数反应，平衡时n（HO）＝0.
2
02×0. 50 mol＝0. 01 mol。
HS（g）＋CO（g） COS（g）＋HO（g）
2 2 2
起始/mol 0. 40 0. 10 0 0
转化/mol 0. 01 0. 01 0. 01 0. 01
平衡/mol 0. 39 0. 09 0. 01 0. 01
0.01
0.40
α（HS）＝ ×100%＝2. 5%。对于等气体分子数反应，可直接用物质的量替代浓
2
c(COS)⋅c(H
2
O) 0.01×0.01
度计算平衡常数：K＝
c(H
2
S)⋅c(CO
2
)
＝
0.39×0.09
≈2. 8×10－3。②总物质的量不变，
第15页HO的物质的量分数增大，说明平衡向右移动，HS的转化率增大。即升高温度，平衡向
2 2
正反应方向移动，正反应是吸热反应。③平衡之后，再充入HS，则CO 的转化率增大，
2 2
HS的转化率减小，A项错误；充入CO ，平衡向右移动，HS的转化率增大，B项正确；
2 2 2
充入COS，平衡向左移动，HS的转化率减小，C项错误；充入N ，无论体积是否变化，
2 2
对于气体分子数相等的反应，平衡不移动，HS的转化率不变，D项错误。
2
第16页解密五大平衡常数（2）
重难点 题型 分值
1. 通过对几种常数的比较，掌握其意义
重点
2. 不同反应或过程平衡常数之间的换算
选择题、填空题 2-4分
难点 不同反应或过程平衡常数之间的换算
四个常数的比较及其计算
1. 四个常数之间的比较
水的离子 难溶电解质溶度积常
化学平衡常数 电离平衡常数
积 数
符号 K K K 或K K
w a b sp
mA（g）＋nB（g） HO M A （s） mMn+
2 m n
反应举例 HA H+ + A－
pC（g）＋qD H++OH－ + （ aq ） +nAm+
第17页（g） （aq），
K =c （ H c(A−)⋅c(H+)
W
Ka＝
c(HA) Ksp=cm （ Mn+ ） ·cn
表达式 ＋ ） ·c
（Am+）
（OH－）
水，酸。
弱电解质的电离 难溶电解质的溶解平
适用范围 可逆反应平衡体系 碱、盐的
平衡体系 衡体系
稀溶液
只与温度
只与温度有关，
只与温度有关，与浓 有关，升 只与难溶电解质和温
影响因素 升高温度，K 或
a
度、压强的变化无关 高温度， 度有关
K 增大
b
K 增大
w
规律 遵循平衡移动原理；温度不变，平衡常数不变
注意 固体或纯液体的浓度视为常数，不列入平衡常数的表达式
K （ 或 K ） 越
a b
K 越大， 相同类型的难溶电解
w
K越大，正反应进行 大，弱电解质的
意义 水的电离 质，K 越大，溶解度
sp
的程度越大 酸性（或碱性）
程度越大 越大
越强
2. 四个平衡常数间的计算关系
（1）K、K 、K 间的关系
a h w
强碱弱酸盐，如CHCOONa，在水溶液中CHCOO－+H O CHCOOH + OH－。
3 3 2 3
（2）K 、K 、K 间的关系
b h w
强酸弱碱盐：如NH Cl在水溶液中存在NH + + H O NH •H O + H+。
4 4 2 3 2
（3）K 、 K 、K 之间的关系
h w sp
多元弱碱一元强酸，如氯化铁：
Fe3+（aq）+3H O（1） Fe（OH）（s）+3H+（aq）
2 3
K=c3(H+)/c(Fe3+)。
h
第18页将（K ）3=c3（H+）×c3（OH-）与 K =c（Fe3+）×c3（OH-）两式相除，消去 c3
w sp
（OH-）可得K=（K ）3/K
h w sp
【即时练】化学平衡常数K、弱电解质的电离平衡常数K 或K 及溶度积常数K 是高
a b sp
中化学中常见的几种常数。它们都能反映相应的可逆变化进行的程度，下列关于以上常数
的说法正确的是（ ）
A. 对于可逆反应，若改变条件使平衡右移，则达到新的平衡时的平衡常数K一定增大
B. 一定温度下，在 a mol·L－1的饱和石灰水中加入适量的 b mol·L－1 CaCl 溶液
2
（b>a），则一定有Ca（OH） 析出
2
C. 相同温度时，CHCOOH的电离平衡常数K 与NH ·H O的电离平衡常数K 相等，
3 a 3 2 b
所以CHCOONH 的水溶液显中性
3 4
D. 升高温度，以上常数均增大
【答案】C
【解析】平衡常数只与温度有关，A错误；加入CaCl 溶液时溶液体积增大，c（OH
2
－）减小，不一定析出Ca（OH），B错误；化学平衡常数升温时不一定增大，与反应的热
2
效应有关，D错误。
例题1 某温度下，将2 mol A和3 mol B充入一密闭容器中，发生反应：aA（g）＋B
（g） C（g）＋D（g），5 min后达到平衡，已知该温度下其平衡常数K＝1，若温度
不变时将容器的体积扩大为原来的10倍，A的转化率不发生变化，则（ ）
A. a＝3 B. a＝2
C. B的转化率为40% D. B的转化率为60%
【答案】C
【解析】温度不变，扩大容器体积（相当于减小压强）时，A的转化率不变，说明反
应前后气体的体积不变，即a＝1，A、B错误；设达到平衡时，B的转化量为x mol，则
A、B、C、D的平衡量分别为（2－x）mol、（3－x）mol、x mol、x mol，设容器体积为
x2
(2−x)(3−x)
1 L，则平衡常数K＝1＝ ，解得x＝1. 2，B的转化率＝1. 2÷3×100%＝40%，
C正确，D错误。
例题2 Ⅰ. 在一个容积为2 L的密闭容器中加入2 mol N 和6 mol H ，发生如下反应：
2 2
第19页N
2
（g）＋3H
2
（g） ⇌2NH
3
（g） ΔH<0，5 min 后达到平衡，测得 c（NH
3
）＝0. 5
mol/L。
（1）该条件下此反应的化学平衡常数的表达式 K＝______。温度升高，则 K 值
________（填“变大”“变小”或“不变”）。
（2）从反应开始到平衡，用H 的浓度变化表示的反应速率为________。
2
（3）若平衡时，移走1 mol N 和3 mol H ，在相同温度下再达平衡时c（NH ）______
2 2 3
（填“>”“<”或“＝”）0. 25 mol/L。
Ⅱ. 25 ℃，将0. 4 mol/L CH COOH溶液和0. 2 mol/L NaOH溶液各100 mL混合后，pH
3
＝5。（设混合后溶液总体积为两溶液体积之和）
（1）混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是_________________。
（2）①c（CHCOO－）＋c（CHCOOH）＝________ mol/L，②c（CHCOO－）－c
3 3 3
（CHCOOH）＝________ mol/L。
3
Ⅲ. 已知25 ℃时，K [Fe（OH） ]＝8×10－39，该温度下反应Fe（OH） ＋3H＋ Fe3＋
sp 3 3
＋3HO的平衡常数为________________（列式并计算）。向0.001 mol/L FeCl 溶液中通入
2 3
氨气（体积变化忽略不计），开始沉淀时溶液的pH为________。（lg 5＝0. 7）
c2 (NH )
3
c(N )⋅c3 (H )
【答案】Ⅰ.（1） 2 2 变小
（2）0. 15 mol/（L·min）
（3）<
Ⅱ. （1）c（CHCOO－）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）
3
（2）①0. 2 ②2×10－5[或2×（10－5－10－9]
c(Fe3+) K
sp
8×10−39
c3 (H+) (K ) 3 (1×10−14 ) 3
Ⅲ. K＝ ＝ w ＝ ＝8×103 2. 3
【解析】Ⅰ. （1）由化学方程式可知，平衡常数表达式为 K＝c2（NH ）/[c（N ）·c3
3 2
（H）]，因为正反应为放热反应，所以升高温度，平衡向逆反应方向移动，K变小。
2
（2）用氨气表示速率为0. 5 mol/L÷5 min＝0. 1 mol/（L·min），再根据速率比等于计
量数比，则用氢气表示速率为0. 15 mol/（L·min）。
（3）移走氮气和氢气，平衡向逆反应方向移动，氨的浓度减小，达平衡后其浓度小于
0. 25 mol/L。
Ⅱ. （1）二者混合后，溶质是等物质的量的醋酸和醋酸钠，所以离子浓度大小为 c
（CHCOO－）>c（Na＋）>c（H＋）>c（OH－）。
3
（2）①因为CHCOO－与CHCOOH总的物质的量不变，只是溶液体积扩大了一倍，
3 3
所以二者浓度和为0. 2 mol/L；②由溶液中的物料守恒得2c（Na＋）＝c（CHCOO－）＋c
3
（CHCOOH），电荷守恒得c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CHCOO－）＋c（OH－），则c
3 3
第20页（CHCOO－）－c（CHCOOH）＝2×（10－5－10－9） mol/L。
3 3
Ⅲ. 由 K＝c（Fe3＋）/c3（H＋），K [Fe（OH） ]＝c（Fe3＋）×c3（OH－），K＝
sp 3
K /（K ）3＝8×103；8×10－39＝0. 001×c3（OH－），c（OH－）＝2×10－12 mol/L，c（H＋）＝
sp w
5×10－3 mol/L，pH＝2. 3。
例题3 已知K、K、K 、K 、K 分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、水
a w h sp
的离子积常数、盐的水解平衡常数、难溶电解质的溶度积常数。
（1）有关上述常数的说法正确的是________（双选；填选项字母）。
a. 它们都能反映一定条件下对应变化进行的程度
b. 它们的大小都随温度的升高而增大
c. 常温下，CHCOOH在水中的K 大于在饱和CHCOONa溶液中的K
3 a 3 a
d. 一定温度下，在CHCOONa溶液中，K ＝K·K
3 w a h
（2）25℃时，将amol·L－1的氨水与0.01mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中c（NH
+
4）＝c（Cl－），则溶液显________（填“酸”“碱”或“中”）性；用含a的代数式表
示NH ·H O的电离常数K ＝________。
3 2 b
−
（3）25 ℃时，HSO HSO3 ＋H＋的电离常数K＝1×10－2mol·L－1，则该温度下pH
2 3 a
−
＝3、c（HSO3 ）＝0. 1 mol·L－1的NaHSO 溶液中c（HSO ）＝________。
3 2 3
（4）高炉炼铁中发生的反应有
FeO（s）＋CO（g） Fe（s）＋CO（g） ΔH<0
2
该反应的平衡常数表达式K＝________；
已知1 100 ℃时，K＝0. 25，则平衡时CO的转化率为________；在该温度下，若测得
高炉中 c（CO ）＝0. 020 mol·L－1，c（CO）＝0. 1 mol·L－1，则此时反应速率是 v
2 正
________v （填“>”“<”或“＝”）。
逆
（5）已知常温下Fe（OH） 和Mg（OH） 的K 分别为8. 0×10－38、1. 0×10－11，向浓
3 2 sp
度均为0. 1 mol·L－1的FeCl 、MgCl 的混合溶液中加入碱液，要使Fe3＋完全沉淀而Mg2＋不
3 2
沉淀，应该调节溶液pH的范围是________。（已知lg 2＝0. 3，离子浓度低于10－5mol·L－1
时认为沉淀完全）
10−9
【答案】（1）ad （2）中
a−0.01
（3）0. 01 mol·L－1
c(CO )
2
（4）
c(CO)
20% > （5）[3. 3，9）
【解析】（1）对于正反应为放热反应的化学平衡，升高温度，平衡逆向移动，平衡常
数减小，b选项错误；温度不变，CHCOOH的电离常数不变，c选项错误。（2）根据电荷
3
+ +
守恒得c（H＋）＋c（NH4）＝c（Cl－）＋c（OH－），因为c（NH4）＝c（Cl－），所以
第21页c(NH+
4
)⋅c(OH−) 5×10−3 ×10−7
c（H＋）＝c（OH－），故溶液显中性。K ＝
c(NH
3
⋅H
2
O)
＝
0.5a−5×10−3
＝
b
10−9 c(H+)⋅c(HSO−)
3
a−0.01
。（3）由K ＝
c(H
2
SO
3
)
，代入数据得 c（HSO ）＝0. 01 mol·L－1。
a 2 3
c(CO )
2
（4）根据方程式可得K＝
c(CO)
；设开始时c（CO）＝a mol·L－1，平衡时c（CO ）＝b
2
b b b
mol·L－1，则
a−b
＝0. 25，得a＝5b，则平衡时CO的转化率为
a
＝
5b
×100%＝20%；Q
c
c(CO )
2
＝
c(CO)
＝0. 20<0. 25，故v >v 。（5）K [Fe（OH） ]＝c（Fe3＋）·c3（OH－），Fe3＋
正 逆 sp 3
8.0×10−38
10−5
完全沉淀时 c3（OH－）＝ ，得c（OH－）＝2×10－11mol·L－1，pH＝3. 3，Mg
1.0×10−11
0.1
（OH） 开始沉淀时c2（OH－）＝ ＝1. 0×10－10，得c（OH－）＝1×10－5mol·L－
2
1，pH＝9，调节pH范围为[3. 3，9）。
（答题时间：40分钟）
一、选择题
1. 1L Ag C O 饱和溶液中质量为0. 06257g，若不考虑离子强度，水解等因素，Ag C O
2 2 4 2 2 4
的K 是（ ）
sp
A. 4. 24×10-8 B. 3. 50×10-11
C. 2. 36×10-10 D. 8. 74×10-12
2. 下表是五种银盐的溶度积常数K （25℃），下列说法不正确的是（ ）
sp
化学式 AgCl Ag SO Ag S AgBr AgI
2 4 2
溶度积 1. 4×10-10 1. 4×10-5 6. 3×10-50 7. 7×10-13 8. 51×10-16
A. 25℃时五种银盐的饱和溶液中，c（Ag+）最大的是Ag SO 溶液
2 4
B. 在氯化银的悬浊液中加入NaS溶液可以生成黑色的Ag S
2 2
C. 25℃时，在等物质的量浓度的NaCl、CaCl 两溶液中加入足量的AgCl固体形成饱和
2
溶液，则两溶液中AgCl的溶度积相同，且两溶液中c（Ag+）也相同
D. AgBr沉淀可以转化成AgI沉淀，而 AgI沉淀在一定条件下也可以转化成AgBr沉淀
3. 根据表中提供的数据，判断下列说法正确的是（ ）
化学式 电离常数（25℃）
HCN 4.9×10-10
第22页HCO K=4.3×10-7
2 3 1
K=5.6×10-11
2
A. 等浓度的NaCN、NaHCO 、NaCO 溶液中，pH（NaCO）＞pH（NaCN）＞pH
3 2 3 2 3
（NaHCO ）
3
B. a mol·L-1 HCN溶液与b mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c（Na+）＝c
（CN-），则a一定等于b
C. 等浓度的NaCN、NaHCO 混合溶液中，c（Na+）＋c（H+）＝c（CN-）＋c
3
（HCO -）＋c（OH-）
3
D. NaCN溶液中通入少量CO，发生的反应可表示为2NaCN＋HO＋CO===2HCN＋
2 2 2
NaCO
2 3
4. 已知25℃时，弱电解质的电离平衡常数：Ka（CHCOOH）=1.8×10-5，Ka（HSCN）
3
=0. 13。在物质的量浓度均为0. 1 mol·L-1的CHCOONa和NaSCN混合溶液中，下列排序正
3
确的是（ ）
A. c（OH-）>c（CHCOOH）>c（HSCN）>c（H+）
3
B. c（OH-）>c（HSCN）>c（CHCOOH）>c（H+）
3
C. c（OH-）>c（SCN-）>c（CHCOO-）>c（H+）
3
D. c（OH-）>c（CHCOO-）>c（SCN-）>c（H+）
3
5. 0. 10 mol·L-1 HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数K 为（ ）
a
A. 1. 0×10-5
B. 1. 0×10-7
C. 1. 0×10-8
D. 1. 0×10-9
二、非选择题
6. 室温下，HSO 的电离平衡常数K ＝1. 0×10－2、K ＝1. 0×10－7。
2 3 a1 a2
（1）该温度下NaHSO 的水解平衡常数K ＝________，NaHSO 溶液的pH________
3 h 3
c(H SO )
2 3
c(HSO−)
（填“＞”、“＜”或“＝”）7；若向NaHSO 溶液中加入少量I ，则溶液中 3
3 2
将________（填“增大”、“减小”或“不变”）。
2−
（2）0. 1 mol/L Na SO 溶液的pH＝________，从平衡移动的角度解释SO3 的K ＞
2 3 h1
K 。
h2
第23页第24页1.【答案】B
【解析】0. 06257gAg C O 的物质的量是2. 06×10－4mol，则饱和溶液中阴阳离子的浓
2 2 4
度分别是2. 06×10－4mol/L、4. 12×10－4mol/L，所以其溶度积常数是（4. 12×10－4）2×2.
06×10－4＝3. 50×10-11，答案选B。
2.【答案】C
【解析】根据溶度积常数的表达式可计算出饱和溶液中离子的浓度，A正确；根据沉
淀转化的方向，即向生成更难溶的方向转化可知，B正确；溶度积常数只与温度有关系，
而与离子的浓度大小是无关系的。选项C中两种溶液中氯离子的浓度是不同的，虽然溶度
积常数相同，但两溶液中c（Ag+）是不相同的，选项C不正确；只有溶液中离子积大于溶
度积常数，就可以生成相应的沉淀，所以选项D正确，答案选D。
3.【答案】A
【解析】从K的相对大小可以反映酸的电离能力，从而可以判断出反应的方向，如果
不结合题中数据，只是通过物质的化学式考虑，很可能会错选D项。由于电离常数：K
（HCO）＞K（HCN）＞K（HCO），所以电离能力：HCO＞HCN＞HCO -，等浓度
2 3 1 2 3 2 2 3 3
的NaCN、NaHCO 、NaCO 溶液中，pH（NaCO）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO ），A
3 2 3 2 3 3
项正确；根据电荷守恒知，当c（Na+）＝c（CN-）时有c（H+）＝c（OH-），显然a＞b，
B项错误；由电荷守恒知C项表达式中缺少c（CO2-），C项错误；由于K（HCN）＞K
3
（HCO），所以电离能力：HCN＞HCO -，则NaCN溶液中通入少量CO，不可能生成
2 3 2 3 2
NaCO，而只能生成NaHCO ，D项错误。
2 3 3
4.【答案】A
【解析】电离平衡常数越大，酸性越强。说明醋酸的酸性弱于HSCN的。但酸越弱，
相应的钠盐越容易水解，碱性就越强。所以选项A正确，答案选A。
5.【答案】A
【解析】发生电离的HA的物质的量浓度：c（HA） =0. 10 mol·L-1×1% =1. 0×10-3
mol·L-1，根据：HA H++A-，则平衡时：c（H+）=c（A-）=1. 0×10-3 mol·L-1，c（HA）
=0. 10 mol·L-1-1. 0×10-3 mol·L-1≈0. 10 mol·L-1，将有关数据代入平衡常数表达式得：
平
c(H+)⋅c(A−)
=1.0×10−5
c(HA)
K= 。
a
6.【答案】（1）1. 0×10－12 ＜ 增大
（2）10 一级水解产生的OH－对二级水解有抑制作用
c(HSO−)⋅c(H+)
3
c(H SO ) −
【解析】（1）K ＝ 2 3 ，由 HSO3 ＋HO HSO ＋OH－，K ＝
a1 2 2 3 h
第25页c(H SO )⋅c(OH−) c(H SO )⋅c(OH−)⋅c(H+) K
2 3 2 3 w
c(HSO− 3 ) ＝ c(HSO− 3 )⋅c(H+) ＝ K a 1 ＝1.0×10－12＜K a2 ，这说明
−
HSO3 的电离能力强于水解能力，故溶液显酸性，pH＜7；当加入少量I 时，＋4价的硫元
2
素被氧化，溶液中有硫酸（强酸）生成，导致溶液的酸性增强，
c(H SO )
2 3
c(HSO−)
c（H＋）增大，c（OH－）减小，但因温度不变，故 K 不变，则 3 增大。
h
K
w
K 2−
（2）同理可求出K h1 ＝ a 2 ＝1. 0×10－7，Na 2 SO 3 溶液的碱性主要由SO3 的一级水解决定，
− 2−
设溶液中 c（OH－）＝x mol/L，则c（HSO3 ）≈x mol/L、c（SO3 ）＝0. 1 mol/L－x
mol/L≈0. 1 mol/L，利用水解平衡常数易求出x＝1. 0×10－4 mol/L，pH＝10。一级水解产生
的OH－对二级水解有抑制作用，导致二级水解程度降低。
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