生活中的化学平衡

潍坊四中校本课程

生活中的化学平衡

潍坊四中

高云 辛成连 董凤彩

课程开发与实施情况

教学背景

现实生活中很多的现象和实际的问题与化学平衡密切相关，化学平衡又是化学中非常重要的概念，学生理解化学平衡存在一定的困难，所以学生期待通过了解化学平衡的发展历史、了解化学平衡在生活生产中的各方面应用来进一步明确学习化学平衡学习的重要意义，以此加深对化学平衡的理解。 教学目标

1.通过学习，使学生了解化学平衡在生活中无处不在的应用。

2.通过本课程的开发学习，培养利用化学知识解决生活中实际问题的积极意识。

3．了解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。

4．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

5．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。了解溶度积的含义及其表达式，并能进行相关计算。

教学内容

1. 化学平衡的发展史

2. 生活中的化学平衡

3. 四种平衡的对比和应用

教学方案

在学生学习完电化学平衡之后，联系生活中的最常见的化学平衡问题，引领学生以小组形式走出课堂，观察、思考、体会电化学在生活中的应用，从而培养其利用所学知识解决现实生活中实际问题的能力。

教学评价

从学习态度、参与的积极性、小组合作效果等方面评价学生，采用组内自评、小组互评和教师评价相结合的方式。

生活中的化学平衡

化学平衡是化学中非常重要的概念，化学平衡又与我盟的生活息息相关，了解化学平衡的相关概对于我们学习化学，了解化学与生活生产的联系，用所学知识解决生产生活中的问题有着重要意义。

什么是化学平衡 化学平衡是化学中的一个非常重要的概念，化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。根据勒夏特列原理，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。简单来说，我们要研究和利用一个化学反应，不仅要知道它进行的方向，还应该知道反应达到平衡时产物有多少。我们就需要研究化学反应的限度，这个限度的存在就是化学平衡的意义所在。在一定条件下，既能向某一方向又能向相反方向进行的反应即为可逆反应，可逆反应不能进行到底，而现实中存在的绝大多数化学反应都具有可逆性，不存在绝对的可逆反应或是不可逆反应，可逆不可逆的的区别主要在于反应进行的程度不同，反应都可在不同程度上达到平衡。达到一个化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。描述反应进行的程度就要用到平衡常数的概念， 化学平衡常数，是指在一定温度下,可逆反应无论从正反应开始,还是从逆反应开始,也不管反应物起始浓度大小,最后都达到平衡,这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数,用K表示,即为化学平衡常数。化学平衡的过程，反应开始时，反应物浓度较大，产物浓

度较小，所以正反应速率大于逆反应速率。随着反应的进行，反应物浓度不断减小，

产物浓度不断增大，所以正反应速率不断减小，逆反应速率不断增大。当正、逆反应

速率相等时，系统中各物质的浓度不再发生变化，反应就达到了平衡。此时系统处于动态平衡状态，并不是说反应进行到此就完全停止，所以说，化学平衡为动态平衡。

一、化学平衡的研究历史

19世纪。人们发现炼铁炉出口含有大量

的CO，最初认为是由于CO和铁矿石接触时

间不够导致。为此，人们采取了增加炼铁炉

高度的方法想使反应达到完全进行，在英国

就曾经建起过30多米高的高炉，但是出口气

体中CO的含量并未减少，造成了很大的浪

费。对高炉炼铁的深入研究让人们认识到化

学反应并不是简简单单的进行，可逆过程存

在与化学反应的方方面面。19世纪50-60年

代，热力学的基本规律已明确起来，但是一

些热力学概念还比较模糊，数字处理很烦琐，

不能用来解决稍微复杂一点的问题，例如化学反应的方向问题。当时，大多数化学家正致力于有机化学的研究，也有一些人试图解

决化学反应的方向问题。这种努力除了质量作

用定律之外，还有其他一些人试图从别的角度

进行反应方向的探索，其中已有人提出了一些

经验性的规律。在这一方面做出突出贡献的是

吉布斯，他在热力化学发展史上的地位极其重

要。吉布斯在势力化学上的贡献可以归纳4个

方面。第一，在克劳胥斯等人建立的第二定律

的基础上，吉布斯引出了平衡的判断依据，并

将熵的判断依据正确地限制在孤立体系的范

围内。使一般实际问题有了进行普遍处理的可能。第二，用内有、熵、体积代替温度、压力、体积作为变量对体系状态进行描述。并指出汤姆生用温度、压力和体积对体系

体状态进行描述是不完全的。第三，吉布斯在热力学中引入了“浓度”这一变量，并

将明确了成分的浓度对内能的导数定义为“热力学势”。第四，他进一步讨论了体系

在电、磁和表面的影响下的平衡问题。

吉布斯对平衡的研究成果主要发表在他的

三篇文章之中。吉布斯前两篇文可以说只是一个

准备，1876年和1878年分两部分发表了第三篇

文章-《关于复相物质的平衡》，文章长达300

多页，包括700多个公式。前两篇文章是讨论单

一的化学物质体系，这篇文章则对多组分复相体

系进行了讨论。由于热力学势的引入，只要将单

组分体系状态方程稍加变化，便可以对多组分体

系的问题进行处理了。

对于吉布斯的工作，勒夏特列认为这是一个新领域的开辟，其重要性可以与质量不灭定律相提并论。在吉布斯之后，热力学仍然只能处理理想状态的体系。这时，美国人路易斯分别于1901年和1907年发表文章，提出了“逸度”与“活度”的概念。路易斯谈到“逃逸趋势”这一概念，指出一些热力学量，如温度、压力、浓度、热力学势等都是逃逸趋势量度的标度。

路易斯所提出的逸度与活度的概念，使吉布

斯的理论得到了有益的补充和发展，从而使人们

有可能将理想体系的偏差进行统一，使实际体系

在形式上具有了与理想体系完全相同的热力学

关系式。

综上所述，经过科学家们的不断努力，人们

得出了化学平衡的本质，即在一定条件下的可逆

反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物

中各组分的浓度保持不变的状态。

二、化学平衡在生活中的应用

化学平衡作为化学科学中的一个非常重要的规律，在生活和生产的方方面面有着很多的应用。

1、酒精测定仪中的化学平衡

在公路上，常能见到交警拦下可疑车辆检

查，请司机向一仪器中吹一口气，如果测定仪中

橙红色的物质变为绿色，司机就要受到处罚，因

为他饮酒后驾车，违反道路交通管理条例。

酒精仪中的橙红色物质是重铬酸钾，人饮酒后，

血液中酒精含量增多，人呼出的气体中有乙醇的

蒸汽，遇到测定仪中的重铬酸钾，便发生如下的

反应：

Cr2O7+ 3C2H5OH + 8H==2Cr＋3CH3CHO + 7H2O

橙红色的Cr2O7转化为绿色的Cr，便能测出人呼出的气体中有乙醇成分。 然而酒精测定仪中还要加入硫酸，一方面上述反应要在酸性溶液中进行，同时要防止Cr2O7转化为CrO4， 酒精测定仪的发明和广泛应用客观上增强了对酒后驾驶的查处力度，起到了制止违法行为的作用，让违法者被查出的几率大大增加，同时也让处罚更加有据可依。 2－2-2－3+2－+3+

2、洗涤剂的有效利用

我们知道，油性污垢中的油脂成分因不溶于

水而很难洗去。油脂的化学组成是高级脂肪酸的

甘油酯，如果能水解成高级脂肪酸和甘油，那就

很容易洗去。 油脂水解的方程式是：(RCOO)3C3H5 +

3H2O==3RCOOH + C3H5(OH)3

这是一个可逆反应，日常生活中以洗衣粉(或纯碱)

作洗涤剂，其水溶液呈碱性，能与高级脂肪酸作

用，使化学平衡向正反应方向移动。高级脂肪酸转化为钠盐，在水中溶解度增大，因此油污容易被水洗去。在日常生活中，洗衣粉等洗涤剂易溶于温水(特别是加酶洗衣粉)

是由于温度

升高，洗衣粉溶解度增大，即：浓度较大。温水有利于酶催化蛋白质等高分子化合物水解，同时蛋白质的水解、油脂的水解都是吸热反应，适当提高水温，会使洗涤效果更佳，但也应该注意，一味追求高水温会降低酶的催化能力，使其失去活性，从而降低洗涤效果。

3、自来水消毒

近年来，某些自来水厂在用液氯消毒自来水

时，还加入少量液氨，要明确液氯作自来水消毒

剂的原理：氯气与水发生反应生成盐酸和次氯酸，

其中次氯酸有强氧化性，能杀灭水中细菌，其化

学方程式为：Cl2＋H2O = HCl ＋HClO。 但是，次

氯酸不稳定，受热或见光发生分解：2HClO = 2HCl

+ O2↑，使得消毒时间缩短，从而降低消毒的效果。

当向氯水中加入液氨时，液氨与氯水中的次氯酸

有如下反应： NH3＋HClO==H2O＋NH2Cl，而NH2Cl

较HClO稳定。 体系中的次氯酸同时满足两个平衡，其消毒杀菌后，由于浓度逐渐减小，使平衡向生成次氯酸的方向进行，当次氯酸浓度较高时，平衡向生成NH2Cl的方向移动，相当于暂时“贮存”，避免其分解所带来的损失。这样就延长了液氯的消毒时间。

4、人体血液中的酸碱平衡

人体血液的pH是一个稳定的数值，正常值是7.4±0.05。这一数值保证了在血液中进行的各种生化反应。人体新陈代谢产生的酸性物质和碱性物质进入血液，但血液的pH仍会保持稳定，这是因为血液中有两对电离平衡，一对是HCO3(碱性)和H2CO3(酸性)的平衡，另一对是HPO4(碱性)和H2PO4(酸性)的平衡。下面以HCO3和H2CO3的电离为例说明血液pH稳定的原因。 人体血液中H2CO3和HCO3物质的量之比为1∶20，维持血液的pH为7.4。当酸性物质进入血液时，电离平衡向生成碳酸的方向进行，

过多的碳酸由肺部加重呼吸排出二氧化碳，-2-2---

减少的HCO3由肾脏调节补充，使血液中HCO3与H2CO3仍维持正常的比值，使pH保持稳定。当有碱性物质进入人体血液，跟H2CO3作用，上述平衡向逆反应方向移动，过多的HCO3由肾脏吸收，同时肺部呼吸变浅，减少二氧化碳的排出，血液的pH仍保持稳定。 然而，当发生肾功能障碍、肺功能衰退或腹泻、高烧等疾病时，血液中的HCO3和H2CO3比例失调，就会造成酸中毒或碱中毒。临床指标：血液pH＞7.35，为碱中毒；血液pH＜7.35，为酸中毒。 ----

5、大气臭氧层中的化学平衡

地球表面有大气层覆盖，离地面12 km以上的

高空有一臭氧层，但它是地球生命的保护屏障。 我

们知道，太阳辐射对生命危害极大的是紫外线。当

太阳辐射通过臭氧层时，被吸收了约90％的紫外线，

或者说把这些紫外辐射的能量转变为热量，使地面

生命免受伤害。这其中的奥妙就在于臭氧层里存在

着以下动态平衡的缘故：

O2 + O==O3

现在来分析臭氧层中这一平衡是怎样建立的，又怎

样把紫外辐射能转变为热能。首先，太阳辐射把高空的氧分子分裂为2个氧原子，性质异常活泼的氧原子跟氧分子结合成为臭氧。 然后，在紫外线作用下，臭氧转化为氧气，并放出热量。这一反应被看作臭氧能吸收紫外线，即从能量角度看，相当于把紫外辐射能转变为热能。 臭氧分解生成的氧气，又会被太阳辐射作用生成氧原子，氧原子又会和氧分子结合成为臭氧，臭氧又吸收紫外线分解成为氧气„„ 所以在臭氧层中，O3、O2和O处于动态平衡，构成了地球生命免受紫外线杀伤的天然屏障。

6、怎样吃菠菜

动画片《大力水手》中，每当大力水手吃下一罐菠菜后就会变得力大无穷。菠菜有这样大的作用，这是影片的夸张手法，但菠菜的确含有一定的营养成分，如维生素、铁质等。然而，大力水手大量地吃菠菜是错误的。因为过量食用菠菜，会造成人体缺钙。这个道理要从食用菠菜中存在的电离平衡说起。 菠菜中含有一种叫草酸的物质，其学名是乙二酸，结构简式为HOOC-COOH，味苦涩，溶于水，是二元弱酸： HOOC-COOH——HOOC-COO－ + H+ HOOC-COO－ ——－OOC－COO－ + H+ 草酸进入人体后，在胃酸作用下，电离平衡向左移动。以分子形式存在的草酸，从药理上看，是一种有毒的物质，

过量的草酸会腐

蚀胃黏膜，还会对肾脏造成伤害，另外，草酸会跟人体内的Ca2+形成草酸钙沉淀，使摄入的钙质不易被利用，造成人体缺钙。那怎样才能吸收菠菜中的营养，又不被草酸伤害呢？ 一种方法是除去草酸，即在油炒前，先将菠菜用热水烫一烫，草酸溶于水而除去，且这样炒的菠菜没有苦涩味。 另一种方法是把草酸转化为沉淀，这就是“菠菜烧豆腐”的方法。每100 g菠菜中含300 mg草酸，每100 g豆腐约含240 mg钙，因此，每70 g豆腐中的Ca2+，可以结合100 g菠菜中的草酸(不含菠菜自身的钙)，当大部分草酸跟钙结合，可使涩味大大降低，菜肴更加美味可口。草酸钙进入人体，部分被胃酸溶解，溶解后形成的Ca2+仍能被人体吸收，未溶解的部分则排出体外。因此，食物中的Ca2+正好是草酸的解毒剂，豆腐中损失的钙可以由其他食物补充。

我们看到，化学平衡存在于世界、生活的方方面面，有化学平衡的存在，才使生命的存在成为可能。对化学平衡的学习和研究是有其深刻的意义所在的。

三、

拓展：四种动态平衡及平衡常数[学一技]

勒夏特列原理一直以来是平衡移动的重要理论，却

只能定性地判断，新课标改革后化学平衡常数的引入，使各类动态平衡可以进行量的衡量，是考查考生思维严密性的好素材，可以说化学平衡常数已成为高考命题人的“新宠”、试卷的亮点。

请回答下面问题：(1)表1所给的四种酸中，酸性最弱的是__________(用化学式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离常数不变的操作是________(填序号)。

A．升高温度

B．加水稀释

C．加少量的CH3COONa固体

D．加少量冰醋酸

(2)CH3COONH4的水溶液呈________(选填“酸性”、“中性”或“碱性”)，理由是__________________________，溶液中各离子浓度大小的关系是_________________。

(3)物质的量之比为1∶1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH>7，该溶液中离子浓度从大到小的排列为

______________________________________。

(4)工业中常将BaSO4转化为BaCO3后，再将其制成各种 可溶性的钡盐(如BaCl2)。具体做法是用饱和的纯碱溶液 浸泡BaSO4粉末，并不断补充纯碱，最后BaSO4转化为 BaCO3。现有足量的BaSO4悬浊液，在该悬浊液中加纯 碱粉末并不断搅拌，为使SO24物质的量浓度不小于0.01 －

mol·L－1，则溶液中CO23物质的量浓度应 －

－1≥________mol·L

。 [答案] (1)HCN B

(2)中性 根据题表1中的电离平衡常数，CH3COONH4

－溶于水后，CH3COO－结合H＋和NH＋

4结合OH生成弱电

解质的程度一样，导致水溶液中的H＋和OH－浓度相等，

－－＋溶液呈中性 c(NH＋

4)＝c(CH3COO)>c(OH)＝c(H)

(3)c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)

(4)0.26

[通一类]

1．化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、溶度积常数(Ksp)是判断物

质性质或变化的重要的常数。下列关于这些常数的说法中，正确的是()化学平衡常数是一个温度常数，与浓度、压强、催化剂

A．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂有关＋无关，A错；CH3COONH4溶液呈中性，说明NH4和CH3COOB．CH3COONH4溶液几乎呈中性，说明Ka(CH3COOH)与－在相同情况下的水解程度相同，从而说明在相同温度时Kb(NH3·H2O)近似相等

Ka(CH和Kb(NHKH2O)近似相等，B正确；沉淀转化的3COOH)3·C．K(AgCl)>(AgI)，由此可以判断AgCl(s)＋I－spsp

实质是相对难溶解的转化为更难溶解的，由Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)===AgI(s) ＋Cl－不能发生

D．K，说明相同浓度时，氢氰酸的可知，AgI更难溶于水，C错误；Ka越大，说明醋酸越易电离，a(HCN)

酸性比醋酸强酸性越强，D错。

答案：B

2．已知二元酸H2A在水中存在以下电离：H2A===H＋＋

HA－，HA－ H＋＋A2－，试回答下列问题：

(1)NaHA溶液呈________(填“酸”、“碱”或“中”)性，

理由是______________________________________。

(2)某温度下，向10 mL0.1 mol/L NaHA溶液中加入0.1 mol/L KOH溶液VmL至中性，此时溶液中以下关系一定正确的是________(填写字母)。

A．溶液pH＝7

B．水的离子积KW＝c2(OH－)

C．V＝10

D．c(K＋)＜c(Na＋)

(3)已知难溶物CaA在水中存在溶解平衡；CaA(s) Ca2＋(aq)＋A2－(aq)ΔH＞0，一定温度下CaA饱和溶液中c(Ca2＋)·c(A2－)为常数，记作Ksp＝c(Ca2＋)·c(A2－)，Ksp只与温度有关。

①温度升高时，Ksp________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)。

②向浊液中通入HCl气体，c(Ca2＋)________，原因是

______________________________。

(4)测得25℃时，CaA的Ksp为2.0³10－11，常温下将10 g CaA固体投入100 mLCaCl2溶液中，充分搅拌后仍有固体剩余，测得溶液中c(Ca2＋)＝0.1 mol/L，则溶液中c(A2－)＝____________。

答案：(1)酸

(2)BD

(3)①增大②增大HA－只电离不水解

H＋与A2－结合为HA－，使平衡右移，c(Ca2＋)增大

(4)2.0³10－10mol/L 导引一 —— 平衡常数表达式、意义及影响因素

规律与方法：

1、对于可逆反应：a A(g)+ b B(g) c C(g)+d D(g)，其中a、b、c、d分别表示化学方程式中各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表达式为： 。

2、如CH3COOH CH3COO-+ H+，电离平衡常数表达式为

3、水的离子积常数表达式是Kw=

4、Fe(OH)3(s) Fe3+(aq)+ 3OH-(aq), 溶度积常数为

5、平衡常数K的大小能说明___________________________。

弱酸、弱碱的电离常数能够反映___________________________。

难溶电解质的Ksp的大小反映了______________________________。

6、三大平衡常数都只与温度有关：

①升高温度，若K增大，则表明平衡 移，说明正反应为 热反应。反之则相反。

②弱电解质的电离均为 热过程，所以升高温度Ka、Kb、Kw均 。 ③难溶物的溶解度一般随温度的升高而 ，所以升高温度，一般Ksp会

。

练习一：1 ．高温下，某反应达到平衡，平衡常数 K=c(CO)⋅c(H2O)

c(CO2)⋅c(H2)

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

催化剂C．升高温度，逆反应速率减小 D．该反应的化学方程式为CO＋H2

O高温 CO2＋H2

2． 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

导引二 —— 平衡常数的应用

应用一、考查化学平衡常数

规律与方法

1.对于一般的可逆反应，平衡常数表达式中各物质的浓度一定是______时的浓度 。

2.在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为“______”。

3.利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如

cp(C)⋅cq(D)Q=m下：，则有以下结论： c(A)⋅cn(B)

Q＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于______________；

Q＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向_____________进行；

Q＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反应向_____________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。 ．．．．．．．．

练习二1、 (2010山东理综)一定温度下，向1 L密闭容器中加入1 mol

HI(g)，发生反应Ⅱ(2HIH2＋I2)，H2物质的量随时间的变化如右图所

示。0～2 min内的平均反应速率v(HI)＝________。该温度下，H2(g)＋

I2(g) 2HI(g)的平衡常数K＝________。

相同温度下，若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍，则________是原来的2倍。

a．平衡常数 b．HI的平衡浓度 c．达到平衡的时间 d．平衡时H2的体积分数

2.在一定温度下，反应1/2H2(g)+ 1/2X2(g) HX(g)的平衡常数为10。若将1.0mol的

HX(g)通入体积为1.0L的密闭容器中，在该温度时HX(g)的最大分解率接近于

A. 5% B. 17% C. 25% D.33%

应用二、沉淀溶解平衡常数

规律和方法：

①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=________________

②影响因素：溶度积常数它只受_________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__________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_________状态

QC ＜Ksp溶液未饱和，无_________析出.

练习三1．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，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 。（已知25℃时Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11，KsP[Cu(OH)2]=2.2×10-20）

2. 已知：25°C时，Ksp[Mg(OH)2]=5.61⨯10-12，Ksp[MgF2]=7.42⨯10-11。下列说法正确的

是

A．25°C时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2+)大

B．25°C时，在Mg(OH)2的悬浊液加入少量的NH4Cl固体，c(Mg2+)增大

C．25°C时，Mg(OH)2固体在20ml0.01 mol²L-1氨水中的KSP比在20mL0.01mol²L-1NH4Cl溶液中的KSP小

D．25°C时，在Mg(OH)2的悬浊液加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化成为MgF2 应用三、考查电离平衡常数

规律和方法：1.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_______的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而________。

2.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。 练习四1．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

2．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32＋H2O－HCO3＋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

D．加入NaOH固体， pH减溶液小 c(HCO3-)C．升高温度，减小 2-c(CO3)

课后拓展应用

1、人类目前对煤和石油的过度消耗，使空气中的CO2浓度增大，导致地球表面温度升高，形成了温室效应。科学家对

CO2的增多带来的负面影响较为担忧，于是

提出了将CO2通过管道输送到海底的方法，

这可减缓空气中CO2浓度的增加。

请你根据CO2的性质回答：

⑴这样长期下去，将给海洋造成什么样的

影响？

⑵你认为消除这些影响的最好方法是什

么？

2、关节炎病因是在关节滑液中形成尿酸钠晶体，尤其在寒冷季节易诱发关节疼痛。其化学机理为：

下列对反应②叙述中正确的是（ ）

A．正反应为吸热反应

B．升高温度，平衡向正反应方向移动

C．正反应为放热反应

D．降低温度，平衡向正反应方向移动

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生活中的化学平衡

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高云 辛成连 董凤彩

课程开发与实施情况

教学背景

现实生活中很多的现象和实际的问题与化学平衡密切相关，化学平衡又是化学中非常重要的概念，学生理解化学平衡存在一定的困难，所以学生期待通过了解化学平衡的发展历史、了解化学平衡在生活生产中的各方面应用来进一步明确学习化学平衡学习的重要意义，以此加深对化学平衡的理解。 教学目标

1.通过学习，使学生了解化学平衡在生活中无处不在的应用。

2.通过本课程的开发学习，培养利用化学知识解决生活中实际问题的积极意识。

3．了解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。

4．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

5．了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。了解溶度积的含义及其表达式，并能进行相关计算。

教学内容

1. 化学平衡的发展史

2. 生活中的化学平衡

3. 四种平衡的对比和应用

教学方案

在学生学习完电化学平衡之后，联系生活中的最常见的化学平衡问题，引领学生以小组形式走出课堂，观察、思考、体会电化学在生活中的应用，从而培养其利用所学知识解决现实生活中实际问题的能力。

教学评价

从学习态度、参与的积极性、小组合作效果等方面评价学生，采用组内自评、小组互评和教师评价相结合的方式。

生活中的化学平衡

化学平衡是化学中非常重要的概念，化学平衡又与我盟的生活息息相关，了解化学平衡的相关概对于我们学习化学，了解化学与生活生产的联系，用所学知识解决生产生活中的问题有着重要意义。

什么是化学平衡 化学平衡是化学中的一个非常重要的概念，化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。根据勒夏特列原理，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。简单来说，我们要研究和利用一个化学反应，不仅要知道它进行的方向，还应该知道反应达到平衡时产物有多少。我们就需要研究化学反应的限度，这个限度的存在就是化学平衡的意义所在。在一定条件下，既能向某一方向又能向相反方向进行的反应即为可逆反应，可逆反应不能进行到底，而现实中存在的绝大多数化学反应都具有可逆性，不存在绝对的可逆反应或是不可逆反应，可逆不可逆的的区别主要在于反应进行的程度不同，反应都可在不同程度上达到平衡。达到一个化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。描述反应进行的程度就要用到平衡常数的概念， 化学平衡常数，是指在一定温度下,可逆反应无论从正反应开始,还是从逆反应开始,也不管反应物起始浓度大小,最后都达到平衡,这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数,用K表示,即为化学平衡常数。化学平衡的过程，反应开始时，反应物浓度较大，产物浓

度较小，所以正反应速率大于逆反应速率。随着反应的进行，反应物浓度不断减小，

产物浓度不断增大，所以正反应速率不断减小，逆反应速率不断增大。当正、逆反应

速率相等时，系统中各物质的浓度不再发生变化，反应就达到了平衡。此时系统处于动态平衡状态，并不是说反应进行到此就完全停止，所以说，化学平衡为动态平衡。

一、化学平衡的研究历史

19世纪。人们发现炼铁炉出口含有大量

的CO，最初认为是由于CO和铁矿石接触时

间不够导致。为此，人们采取了增加炼铁炉

高度的方法想使反应达到完全进行，在英国

就曾经建起过30多米高的高炉，但是出口气

体中CO的含量并未减少，造成了很大的浪

费。对高炉炼铁的深入研究让人们认识到化

学反应并不是简简单单的进行，可逆过程存

在与化学反应的方方面面。19世纪50-60年

代，热力学的基本规律已明确起来，但是一

些热力学概念还比较模糊，数字处理很烦琐，

不能用来解决稍微复杂一点的问题，例如化学反应的方向问题。当时，大多数化学家正致力于有机化学的研究，也有一些人试图解

决化学反应的方向问题。这种努力除了质量作

用定律之外，还有其他一些人试图从别的角度

进行反应方向的探索，其中已有人提出了一些

经验性的规律。在这一方面做出突出贡献的是

吉布斯，他在热力化学发展史上的地位极其重

要。吉布斯在势力化学上的贡献可以归纳4个

方面。第一，在克劳胥斯等人建立的第二定律

的基础上，吉布斯引出了平衡的判断依据，并

将熵的判断依据正确地限制在孤立体系的范

围内。使一般实际问题有了进行普遍处理的可能。第二，用内有、熵、体积代替温度、压力、体积作为变量对体系状态进行描述。并指出汤姆生用温度、压力和体积对体系

体状态进行描述是不完全的。第三，吉布斯在热力学中引入了“浓度”这一变量，并

将明确了成分的浓度对内能的导数定义为“热力学势”。第四，他进一步讨论了体系

在电、磁和表面的影响下的平衡问题。

吉布斯对平衡的研究成果主要发表在他的

三篇文章之中。吉布斯前两篇文可以说只是一个

准备，1876年和1878年分两部分发表了第三篇

文章-《关于复相物质的平衡》，文章长达300

多页，包括700多个公式。前两篇文章是讨论单

一的化学物质体系，这篇文章则对多组分复相体

系进行了讨论。由于热力学势的引入，只要将单

组分体系状态方程稍加变化，便可以对多组分体

系的问题进行处理了。

对于吉布斯的工作，勒夏特列认为这是一个新领域的开辟，其重要性可以与质量不灭定律相提并论。在吉布斯之后，热力学仍然只能处理理想状态的体系。这时，美国人路易斯分别于1901年和1907年发表文章，提出了“逸度”与“活度”的概念。路易斯谈到“逃逸趋势”这一概念，指出一些热力学量，如温度、压力、浓度、热力学势等都是逃逸趋势量度的标度。

路易斯所提出的逸度与活度的概念，使吉布

斯的理论得到了有益的补充和发展，从而使人们

有可能将理想体系的偏差进行统一，使实际体系

在形式上具有了与理想体系完全相同的热力学

关系式。

综上所述，经过科学家们的不断努力，人们

得出了化学平衡的本质，即在一定条件下的可逆

反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物

中各组分的浓度保持不变的状态。

二、化学平衡在生活中的应用

化学平衡作为化学科学中的一个非常重要的规律，在生活和生产的方方面面有着很多的应用。

1、酒精测定仪中的化学平衡

在公路上，常能见到交警拦下可疑车辆检

查，请司机向一仪器中吹一口气，如果测定仪中

橙红色的物质变为绿色，司机就要受到处罚，因

为他饮酒后驾车，违反道路交通管理条例。

酒精仪中的橙红色物质是重铬酸钾，人饮酒后，

血液中酒精含量增多，人呼出的气体中有乙醇的

蒸汽，遇到测定仪中的重铬酸钾，便发生如下的

反应：

Cr2O7+ 3C2H5OH + 8H==2Cr＋3CH3CHO + 7H2O

橙红色的Cr2O7转化为绿色的Cr，便能测出人呼出的气体中有乙醇成分。 然而酒精测定仪中还要加入硫酸，一方面上述反应要在酸性溶液中进行，同时要防止Cr2O7转化为CrO4， 酒精测定仪的发明和广泛应用客观上增强了对酒后驾驶的查处力度，起到了制止违法行为的作用，让违法者被查出的几率大大增加，同时也让处罚更加有据可依。 2－2-2－3+2－+3+

2、洗涤剂的有效利用

我们知道，油性污垢中的油脂成分因不溶于

水而很难洗去。油脂的化学组成是高级脂肪酸的

甘油酯，如果能水解成高级脂肪酸和甘油，那就

很容易洗去。 油脂水解的方程式是：(RCOO)3C3H5 +

3H2O==3RCOOH + C3H5(OH)3

这是一个可逆反应，日常生活中以洗衣粉(或纯碱)

作洗涤剂，其水溶液呈碱性，能与高级脂肪酸作

用，使化学平衡向正反应方向移动。高级脂肪酸转化为钠盐，在水中溶解度增大，因此油污容易被水洗去。在日常生活中，洗衣粉等洗涤剂易溶于温水(特别是加酶洗衣粉)

是由于温度

升高，洗衣粉溶解度增大，即：浓度较大。温水有利于酶催化蛋白质等高分子化合物水解，同时蛋白质的水解、油脂的水解都是吸热反应，适当提高水温，会使洗涤效果更佳，但也应该注意，一味追求高水温会降低酶的催化能力，使其失去活性，从而降低洗涤效果。

3、自来水消毒

近年来，某些自来水厂在用液氯消毒自来水

时，还加入少量液氨，要明确液氯作自来水消毒

剂的原理：氯气与水发生反应生成盐酸和次氯酸，

其中次氯酸有强氧化性，能杀灭水中细菌，其化

学方程式为：Cl2＋H2O = HCl ＋HClO。 但是，次

氯酸不稳定，受热或见光发生分解：2HClO = 2HCl

+ O2↑，使得消毒时间缩短，从而降低消毒的效果。

当向氯水中加入液氨时，液氨与氯水中的次氯酸

有如下反应： NH3＋HClO==H2O＋NH2Cl，而NH2Cl

较HClO稳定。 体系中的次氯酸同时满足两个平衡，其消毒杀菌后，由于浓度逐渐减小，使平衡向生成次氯酸的方向进行，当次氯酸浓度较高时，平衡向生成NH2Cl的方向移动，相当于暂时“贮存”，避免其分解所带来的损失。这样就延长了液氯的消毒时间。

4、人体血液中的酸碱平衡

人体血液的pH是一个稳定的数值，正常值是7.4±0.05。这一数值保证了在血液中进行的各种生化反应。人体新陈代谢产生的酸性物质和碱性物质进入血液，但血液的pH仍会保持稳定，这是因为血液中有两对电离平衡，一对是HCO3(碱性)和H2CO3(酸性)的平衡，另一对是HPO4(碱性)和H2PO4(酸性)的平衡。下面以HCO3和H2CO3的电离为例说明血液pH稳定的原因。 人体血液中H2CO3和HCO3物质的量之比为1∶20，维持血液的pH为7.4。当酸性物质进入血液时，电离平衡向生成碳酸的方向进行，

过多的碳酸由肺部加重呼吸排出二氧化碳，-2-2---

减少的HCO3由肾脏调节补充，使血液中HCO3与H2CO3仍维持正常的比值，使pH保持稳定。当有碱性物质进入人体血液，跟H2CO3作用，上述平衡向逆反应方向移动，过多的HCO3由肾脏吸收，同时肺部呼吸变浅，减少二氧化碳的排出，血液的pH仍保持稳定。 然而，当发生肾功能障碍、肺功能衰退或腹泻、高烧等疾病时，血液中的HCO3和H2CO3比例失调，就会造成酸中毒或碱中毒。临床指标：血液pH＞7.35，为碱中毒；血液pH＜7.35，为酸中毒。 ----

5、大气臭氧层中的化学平衡

地球表面有大气层覆盖，离地面12 km以上的

高空有一臭氧层，但它是地球生命的保护屏障。 我

们知道，太阳辐射对生命危害极大的是紫外线。当

太阳辐射通过臭氧层时，被吸收了约90％的紫外线，

或者说把这些紫外辐射的能量转变为热量，使地面

生命免受伤害。这其中的奥妙就在于臭氧层里存在

着以下动态平衡的缘故：

O2 + O==O3

现在来分析臭氧层中这一平衡是怎样建立的，又怎

样把紫外辐射能转变为热能。首先，太阳辐射把高空的氧分子分裂为2个氧原子，性质异常活泼的氧原子跟氧分子结合成为臭氧。 然后，在紫外线作用下，臭氧转化为氧气，并放出热量。这一反应被看作臭氧能吸收紫外线，即从能量角度看，相当于把紫外辐射能转变为热能。 臭氧分解生成的氧气，又会被太阳辐射作用生成氧原子，氧原子又会和氧分子结合成为臭氧，臭氧又吸收紫外线分解成为氧气„„ 所以在臭氧层中，O3、O2和O处于动态平衡，构成了地球生命免受紫外线杀伤的天然屏障。

6、怎样吃菠菜

动画片《大力水手》中，每当大力水手吃下一罐菠菜后就会变得力大无穷。菠菜有这样大的作用，这是影片的夸张手法，但菠菜的确含有一定的营养成分，如维生素、铁质等。然而，大力水手大量地吃菠菜是错误的。因为过量食用菠菜，会造成人体缺钙。这个道理要从食用菠菜中存在的电离平衡说起。 菠菜中含有一种叫草酸的物质，其学名是乙二酸，结构简式为HOOC-COOH，味苦涩，溶于水，是二元弱酸： HOOC-COOH——HOOC-COO－ + H+ HOOC-COO－ ——－OOC－COO－ + H+ 草酸进入人体后，在胃酸作用下，电离平衡向左移动。以分子形式存在的草酸，从药理上看，是一种有毒的物质，

过量的草酸会腐

蚀胃黏膜，还会对肾脏造成伤害，另外，草酸会跟人体内的Ca2+形成草酸钙沉淀，使摄入的钙质不易被利用，造成人体缺钙。那怎样才能吸收菠菜中的营养，又不被草酸伤害呢？ 一种方法是除去草酸，即在油炒前，先将菠菜用热水烫一烫，草酸溶于水而除去，且这样炒的菠菜没有苦涩味。 另一种方法是把草酸转化为沉淀，这就是“菠菜烧豆腐”的方法。每100 g菠菜中含300 mg草酸，每100 g豆腐约含240 mg钙，因此，每70 g豆腐中的Ca2+，可以结合100 g菠菜中的草酸(不含菠菜自身的钙)，当大部分草酸跟钙结合，可使涩味大大降低，菜肴更加美味可口。草酸钙进入人体，部分被胃酸溶解，溶解后形成的Ca2+仍能被人体吸收，未溶解的部分则排出体外。因此，食物中的Ca2+正好是草酸的解毒剂，豆腐中损失的钙可以由其他食物补充。

我们看到，化学平衡存在于世界、生活的方方面面，有化学平衡的存在，才使生命的存在成为可能。对化学平衡的学习和研究是有其深刻的意义所在的。

三、

拓展：四种动态平衡及平衡常数[学一技]

勒夏特列原理一直以来是平衡移动的重要理论，却

只能定性地判断，新课标改革后化学平衡常数的引入，使各类动态平衡可以进行量的衡量，是考查考生思维严密性的好素材，可以说化学平衡常数已成为高考命题人的“新宠”、试卷的亮点。

请回答下面问题：(1)表1所给的四种酸中，酸性最弱的是__________(用化学式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离常数不变的操作是________(填序号)。

A．升高温度

B．加水稀释

C．加少量的CH3COONa固体

D．加少量冰醋酸

(2)CH3COONH4的水溶液呈________(选填“酸性”、“中性”或“碱性”)，理由是__________________________，溶液中各离子浓度大小的关系是_________________。

(3)物质的量之比为1∶1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH>7，该溶液中离子浓度从大到小的排列为

______________________________________。

(4)工业中常将BaSO4转化为BaCO3后，再将其制成各种 可溶性的钡盐(如BaCl2)。具体做法是用饱和的纯碱溶液 浸泡BaSO4粉末，并不断补充纯碱，最后BaSO4转化为 BaCO3。现有足量的BaSO4悬浊液，在该悬浊液中加纯 碱粉末并不断搅拌，为使SO24物质的量浓度不小于0.01 －

mol·L－1，则溶液中CO23物质的量浓度应 －

－1≥________mol·L

。 [答案] (1)HCN B

(2)中性 根据题表1中的电离平衡常数，CH3COONH4

－溶于水后，CH3COO－结合H＋和NH＋

4结合OH生成弱电

解质的程度一样，导致水溶液中的H＋和OH－浓度相等，

－－＋溶液呈中性 c(NH＋

4)＝c(CH3COO)>c(OH)＝c(H)

(3)c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)

(4)0.26

[通一类]

1．化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、溶度积常数(Ksp)是判断物

质性质或变化的重要的常数。下列关于这些常数的说法中，正确的是()化学平衡常数是一个温度常数，与浓度、压强、催化剂

A．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂有关＋无关，A错；CH3COONH4溶液呈中性，说明NH4和CH3COOB．CH3COONH4溶液几乎呈中性，说明Ka(CH3COOH)与－在相同情况下的水解程度相同，从而说明在相同温度时Kb(NH3·H2O)近似相等

Ka(CH和Kb(NHKH2O)近似相等，B正确；沉淀转化的3COOH)3·C．K(AgCl)>(AgI)，由此可以判断AgCl(s)＋I－spsp

实质是相对难溶解的转化为更难溶解的，由Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)===AgI(s) ＋Cl－不能发生

D．K，说明相同浓度时，氢氰酸的可知，AgI更难溶于水，C错误；Ka越大，说明醋酸越易电离，a(HCN)

酸性比醋酸强酸性越强，D错。

答案：B

2．已知二元酸H2A在水中存在以下电离：H2A===H＋＋

HA－，HA－ H＋＋A2－，试回答下列问题：

(1)NaHA溶液呈________(填“酸”、“碱”或“中”)性，

理由是______________________________________。

(2)某温度下，向10 mL0.1 mol/L NaHA溶液中加入0.1 mol/L KOH溶液VmL至中性，此时溶液中以下关系一定正确的是________(填写字母)。

A．溶液pH＝7

B．水的离子积KW＝c2(OH－)

C．V＝10

D．c(K＋)＜c(Na＋)

(3)已知难溶物CaA在水中存在溶解平衡；CaA(s) Ca2＋(aq)＋A2－(aq)ΔH＞0，一定温度下CaA饱和溶液中c(Ca2＋)·c(A2－)为常数，记作Ksp＝c(Ca2＋)·c(A2－)，Ksp只与温度有关。

①温度升高时，Ksp________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)。

②向浊液中通入HCl气体，c(Ca2＋)________，原因是

______________________________。

(4)测得25℃时，CaA的Ksp为2.0³10－11，常温下将10 g CaA固体投入100 mLCaCl2溶液中，充分搅拌后仍有固体剩余，测得溶液中c(Ca2＋)＝0.1 mol/L，则溶液中c(A2－)＝____________。

答案：(1)酸

(2)BD

(3)①增大②增大HA－只电离不水解

H＋与A2－结合为HA－，使平衡右移，c(Ca2＋)增大

(4)2.0³10－10mol/L 导引一 —— 平衡常数表达式、意义及影响因素

规律与方法：

1、对于可逆反应：a A(g)+ b B(g) c C(g)+d D(g)，其中a、b、c、d分别表示化学方程式中各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表达式为： 。

2、如CH3COOH CH3COO-+ H+，电离平衡常数表达式为

3、水的离子积常数表达式是Kw=

4、Fe(OH)3(s) Fe3+(aq)+ 3OH-(aq), 溶度积常数为

5、平衡常数K的大小能说明___________________________。

弱酸、弱碱的电离常数能够反映___________________________。

难溶电解质的Ksp的大小反映了______________________________。

6、三大平衡常数都只与温度有关：

①升高温度，若K增大，则表明平衡 移，说明正反应为 热反应。反之则相反。

②弱电解质的电离均为 热过程，所以升高温度Ka、Kb、Kw均 。 ③难溶物的溶解度一般随温度的升高而 ，所以升高温度，一般Ksp会

。

练习一：1 ．高温下，某反应达到平衡，平衡常数 K=c(CO)⋅c(H2O)

c(CO2)⋅c(H2)

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

催化剂C．升高温度，逆反应速率减小 D．该反应的化学方程式为CO＋H2

O高温 CO2＋H2

2． 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

导引二 —— 平衡常数的应用

应用一、考查化学平衡常数

规律与方法

1.对于一般的可逆反应，平衡常数表达式中各物质的浓度一定是______时的浓度 。

2.在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为“______”。

3.利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如

cp(C)⋅cq(D)Q=m下：，则有以下结论： c(A)⋅cn(B)

Q＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于______________；

Q＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向_____________进行；

Q＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反应向_____________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。 ．．．．．．．．

练习二1、 (2010山东理综)一定温度下，向1 L密闭容器中加入1 mol

HI(g)，发生反应Ⅱ(2HIH2＋I2)，H2物质的量随时间的变化如右图所

示。0～2 min内的平均反应速率v(HI)＝________。该温度下，H2(g)＋

I2(g) 2HI(g)的平衡常数K＝________。

相同温度下，若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍，则________是原来的2倍。

a．平衡常数 b．HI的平衡浓度 c．达到平衡的时间 d．平衡时H2的体积分数

2.在一定温度下，反应1/2H2(g)+ 1/2X2(g) HX(g)的平衡常数为10。若将1.0mol的

HX(g)通入体积为1.0L的密闭容器中，在该温度时HX(g)的最大分解率接近于

A. 5% B. 17% C. 25% D.33%

应用二、沉淀溶解平衡常数

规律和方法：

①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=________________

②影响因素：溶度积常数它只受_________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__________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_________状态

QC ＜Ksp溶液未饱和，无_________析出.

练习三1．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，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 。（已知25℃时Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11，KsP[Cu(OH)2]=2.2×10-20）

2. 已知：25°C时，Ksp[Mg(OH)2]=5.61⨯10-12，Ksp[MgF2]=7.42⨯10-11。下列说法正确的

是

A．25°C时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2+)大

B．25°C时，在Mg(OH)2的悬浊液加入少量的NH4Cl固体，c(Mg2+)增大

C．25°C时，Mg(OH)2固体在20ml0.01 mol²L-1氨水中的KSP比在20mL0.01mol²L-1NH4Cl溶液中的KSP小

D．25°C时，在Mg(OH)2的悬浊液加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化成为MgF2 应用三、考查电离平衡常数

规律和方法：1.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_______的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而________。

2.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。 练习四1．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

2．在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32＋H2O－HCO3＋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

D．加入NaOH固体， pH减溶液小 c(HCO3-)C．升高温度，减小 2-c(CO3)

课后拓展应用

1、人类目前对煤和石油的过度消耗，使空气中的CO2浓度增大，导致地球表面温度升高，形成了温室效应。科学家对

CO2的增多带来的负面影响较为担忧，于是

提出了将CO2通过管道输送到海底的方法，

这可减缓空气中CO2浓度的增加。

请你根据CO2的性质回答：

⑴这样长期下去，将给海洋造成什么样的

影响？

⑵你认为消除这些影响的最好方法是什

么？

2、关节炎病因是在关节滑液中形成尿酸钠晶体，尤其在寒冷季节易诱发关节疼痛。其化学机理为：

下列对反应②叙述中正确的是（ ）

A．正反应为吸热反应

B．升高温度，平衡向正反应方向移动

C．正反应为放热反应

D．降低温度，平衡向正反应方向移动