化学平衡与电解质1
高中化学三大平衡
水溶液中的化学平衡高中化学中,水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。
看是三大平衡,其实只有一大平衡，既化学反应平衡。
所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的,在学习过程中，不可将他们割裂开来。
化学平衡勒夏特列原理(又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为: 在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一(如温度、压强,以及参加反应的化学物质的浓度）,平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动,但不能完全消除这种改变.比如一个可逆反应中,当增加反应物的浓度时,平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少;但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。
1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的,或者说产物离子不能大量共存。
双水解除外。
2、弄清楚三类反应的区别和联系。
影响电离平衡的因素1。
温度：电离过程是吸热过程，温度升高,平衡向电离方向移动2。
浓度：弱电解质浓度越大，电离程度越小3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质，从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉，电离平衡向正方向移动1、电离平衡定义：在一定条件下,弱电解质的离子化速率(即电离速率）等于其分子化速率（即结合速率）（如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子,同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程）范围:弱电解质（共价化合物）在水溶液中外界影响因素：1)温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的）2）浓度:越稀越电离，加水是促进电离的,因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动)3）外加酸碱:抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多,使平衡向逆方向移动2、水解平衡定义:在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程.范围:含有弱酸根或弱碱根的盐溶液外界影响因素：1)温度：加热促进水解，既平衡向正反向移动（水解是吸热的，是中和反应的逆反应）2）浓度:越稀越水解,加水是促进水解的,因为平衡向水解方向移动3）外加酸碱盐：同离子子效应。
高中化学“四大平衡”考点总结
高中化学“四大平衡”考点总结化学平衡是这一平衡理论体系的核心。
系统掌握反应速率与化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物的知识，具有理论指导意义。
正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向来是考试的热点、难点。
1．高中化学常见四大平衡2．常见四大平衡研究对象模型一、化学平衡研究对象：可逆反应。
如：加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。
模型二、电离平衡：研究对象：弱电解质。
如：加热促进电离，稀释电离度增大。
模型三、水解平衡研究对象：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。
如：配制溶液应加入少量酸防止水解。
不断加热溶液，蒸干灼烧可得到固体。
模型四、溶解平衡研究对象：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系。
（1）气体的溶解平衡如：当加入等时平衡会发生移动。
当收集等气体时往往分别通过饱和的等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。
（2）固体的溶解平衡如：如：加热促进溶解；加热溶解度降低；反应的进行是由于存在溶解平衡；；由于能水解，加热时的水解程度增大，促进了的溶解，最终转化成。
知识结构归纳总结四大平衡无论是理论学习还是解题方法，都有许多的共通之处。
归纳总结四大平衡的共同点是一种有效的复习方法。
1. 所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上2.平衡特征相同3.都可借助v-t图学习平衡的建立及平衡的移动4. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动．平衡的实质是两个变化方向的速率相等，所以影响平衡的因素首先是影响速率的因素：（1）温度：升温促进吸热过程进行（2）浓度：增大某物质浓度，平衡向消耗该物质的方向移动（3）减压或稀释5. 都存在平衡常数K高考分析1.化学平衡2.电离平衡3.水解平衡4.溶解平衡。
化学平衡与电解质1
化学平衡与电解质1、N 2+3H2 2NH3的反应中，经过一段时间后，NH3的浓度增加0.6mol/L。
在此时间内用H2表示的平均速率为0.45mol/L稴，则此一段时间值是（）A、1sB、2sC、0.44sD、1.33s2、在平衡体系H2S H++HS-，HS H++S2-中，增大溶液的PH值时，则[S2-]AA、可能增大也可能减小B、增大C、减小D、不变3、已知反应A＋3B＝2C＋D在某段时间内以A的浓度变化表示的化学反应速率为1mol·L－1·min－1，则此段时间内以C的浓度变化表示的化学反应速率为：A．0.5mol·L－1·min－1 B．1mol·L－1·min－1C．2mol·L－1·min－1D．3mol·L－1·min－14、反应4NH3（气）＋5O3（气） 4NO（气）＋6H3O（气）在10L密闭容器中进行，半分钟后，水蒸气的物质的量增加了0.45mol,则此反应的平均速率(X)(反应物的消耗速率或产物的生成速率)可表示为A.(NH3)=0.0101mol.L-1.s-1B.(O2)=0.0010mol.L-1.S-1C.(NO)=0.0010mol.L-1.s-1D.(H2O)=0.045mol.L-1.s-15、在一定温度下，AgCl的饱和溶液中Ag+浓度和Cl-浓度的乘积是一常数。
现将足量AgCl固体分别加入：（1）10毫升蒸馏水（2）30毫升0.1摩/升盐酸（3）5毫升0.5摩/升NaCl溶液（4）10毫升0.2摩/升CaCl2溶液中，使AgCl溶解并至饱和。
此时所得溶液中Ag+浓度由大到小排列的正确顺序是（B）A、（1）>（2）>（3）>（4）B、（1）>（2）>（4）>（3）C、（1）>（3）>（2）>（4）D、（4）>（3）>（2）>（1）6、在1升0.3摩/升的NaOH溶液中通入标准状况下的CO24.48升，完全反应，则下列关系式正确的是（BD ）A、[Na+]>[OH-]>[CO32-]>[H+]>[HCO3-]B、[Na+]>[HCO3-]>[CO32-]>[OH-]>[H+]C、[Na+]>[CO32-]>[HCO3-]>[H+]>[OH-]D、[Na+]+[H+]=[CO32-]+[OH-]+[HCO3-]7、把NH4Cl溶于重水（D2O）中，生成的水合氢离子的式量应是（D）A、19-20B、20C、21D、21-228、根据盐类水解等知识，可判断MgCl2·6H20高温（600°C）灼烧时的分解产物是（D ）A、MgCl2、H2OB、Mg（OH）2、HCl、H2OC、Mg、Cl2、H2OD、MgO、HCl、H2O9、用同一浓度的氨水分别与50ml醋酸溶液和25ml盐酸完全作用时都消耗20ml氨水，这表明醋酸溶液与盐酸的关系是（AB ）A、醋酸的物质的量浓度是盐酸物质的量浓度的1/2B、50ml醋酸与25ml盐酸所含溶质的物质的量相同C、两种酸的PH值相同D、醋酸电离度与盐酸电离度相同10、在密封容器中通入A、B两种气体，在一定条件下反应：2A（气）+B（气） 2C（气）+Q（Q>0）达到平衡后，改变一个条件（x），下列量的（y）一定符合图中曲线的是（AC ）11、下列各组离子中，在PH=0的溶液里能大量共存，且溶液为无色透明的是（B）A、K+、Fe3+、NO3-、Cl-B、Na+、Mg2+、SO42-、Cl-C、Na+、HS-、K+、Cl-D、Fe2+、K+、NO3-、Mn2+12、在容积不变的密闭容器内处于平衡的三种气体物质A、B、C，在温度升高后，浓度变化分别是：A、浓度由2摩/升→1.2摩/升，B、浓度由0.4摩/升→1.6摩/升，C、浓度由0.6摩/升→1.0摩/升，则容器中发生反应的化学方程式为（Q>0）BA、2A 3B+C+QB、2B+C 2A+QC、B+3C 2A-QD、2A 3B+C-Q13、在一个6升的密闭容器中，放入3升X（气）和2升Y（气），在一定条件下发生下列反应：4X（气）+3Y（气） 2Q（气）+nR（气）达到平衡后容器内温度不变，混合气体的压强比原来增加5%，X的浓度减小1/3，则该化学方程式中的n值是DA、3B、1C、5D、614、一定量的混和气体在密闭容器中发生如下反应：mA（气）+nB（气） PC（气）达到平衡后，温度一定时，将气体体积缩小到原来的1/2，当达到新的平衡时，C的浓度为原来的1.9倍，若压缩过程中保持温度不变，同下列说法正确的是BA、m+n>PB、A的转化率降低C、平衡向正反应方向移动D、C的体积分数增加15、PH=3的稀醋酸溶液20ml，用0.1mol/l的NaOH溶液11.1ml可以完全中和，则醋酸的电离度是BA、1.33%B、1.8%C、2.67%D、4.2%16、在一个a升的密闭容器中放入2升A（气）和1升B（气），在一定条件下发生下列反应：3A（气）+B（气） Nc（气）+2D（气），达到平衡后，A的浓度减小，混合气体的平均相对分子质量增大，则该反应方程式中n值是AA、1B、2C、3D、417、下列不能用勒沙特列原理解释的是：（B）A、红棕色NO2加压后颜色先变深后逐渐变浅B、在H2、I2和HI组成的平衡体系中加压后，混和物颜色加深C、FeCl3溶液加热后颜色变深D、Fe（SCN）3溶液中加入KSCN固体后颜色变深18、将PH=3的强酸溶液和PH=12的强碱溶液混和，当混和溶液的PH=10时，则强酸和强碱溶液的体积比为：（B）A、1∶9B、9∶1C、10∶1D、1∶1019、可逆反应A（气）+B C（气）+D+Q达平衡时，下列说法错误的是：（AB）A、若增大A的浓度，平衡体系颜色加深，说明D是有颜色的气体B、增大压强，平衡不移动，说明B、D必是气体C、升高温度，C的百分含量减小，说明正反应是放热反应D、若B是气体，增大A的浓度会使B的转化率增大20、在0.1mol/L的HCl溶液1L中，再溶解0.3mol冰醋酸，醋酸的电离度减小到原来的1/2，这时溶液中[H+]是原溶液中：（C）A、1/2倍B、1/4倍C、2倍D、4倍21、在等温、等容条件下，有下列气体反应：2A（气）+2B（气） C（气）+3D（气）。
化学化学平衡与电解质
化学化学平衡与电解质化学平衡与电解质化学平衡与电解质是化学中重要的概念和理论，对于理解化学反应以及溶液中离子行为具有重要意义。
本文将从化学平衡和电解质的角度来探讨二者的关系和特性，以及它们在化学反应和溶液中的应用。
一、化学平衡的基本原理化学平衡是指在封闭容器中，化学反应中反应物和生成物浓度达到动态平衡的状态。
在化学平衡中，反应前后反应物和生成物的摩尔比例保持不变，但是反应仍然在进行。
化学平衡可以表达为一个化学方程式，例如A + B → C + D，在达到平衡时，反应物A和B的浓度与生成物C和D的浓度之间存在关联。
化学平衡的特性：1. 正逆反应速率相等：在动态平衡中，正向和逆向反应的速率相等，表明反应物和生成物之间的转化速率相当。
2. 反应物和生成物浓度不变：尽管反应仍在继续，但是在平衡状态下，反应物和生成物的浓度保持恒定。
这并不意味着它们的浓度相等，而是指它们的浓度之间的比例保持不变。
3. 平衡常数：化学平衡可以用平衡常数（K）来表示，平衡常数等于反应物浓度的乘积除以生成物浓度的乘积。
平衡常数越大，反应向生成物的方向移动的越多。
4. 影响平衡的因素：温度、压力、浓度以及催化剂的存在都可以影响化学平衡的位置和速率。
二、电解质的概念和特性电解质是指在溶液中或熔融状态下能够产生电解的物质。
电解质可以分为强电解质和弱电解质两种类型。
强电解质在水溶液中能够完全电离成离子，而弱电解质只能部分电离成离子。
电解质的特性：1. 电离度：电解质的电离度指的是电解质分子中电离成离子的比例。
强电解质具有高电离度，而弱电解质的电离度较低。
2. 导电性：由于电解质能够电离成离子，所以具有良好的导电性。
溶液中的电解质能够导电，而纯净的水和非电解质溶液则不能导电。
3. 非电解质：与电解质相反，非电解质在溶液中无法产生电离，并且不能导电。
一些分子化合物和大部分有机化合物属于非电解质。
三、化学平衡与电解质的关系与应用1. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是一种重要的化学平衡反应。
溶液中化学平衡(1)-酸碱电离平衡
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
22
Kb3
KW Ka1
1.0 1014 7.6 103
1.31012
K
a2
K
b3
23
3. 解离度和稀释定律
K a，K b是在弱电解质溶液体系中的一种平衡常数，不受浓度影
响，而浓度对解离度有影响，浓度越稀，其解离度越大。
如果弱电解质AB，溶液的浓度为c0，解离度为α。
HAc + OHNaAc的水解反应
H2O + Ac-
H2O + Ac- HAc + OH-
酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱
作用，向着生成相对较弱的酸和较弱
的碱的方向进行。
12
4.2.2 酸碱的相对强弱
1.水的离子积常数
作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递
H2O +H2O
H3O+ + OH-
例如0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是 c (H+)=c (Ac-)
=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。
2
4.1.2 活度与活度系数
强电解质的解离度并没有达到100%。这 主要是由于离子参加化学反应的有效浓度要 比实际浓度低。 离子的有效浓度称为活度。
a3
c(H )c(PO43 ) c(HPO42 )
4.4 1013
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42--
20
21
磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：
化学反应的平衡与电解质溶液
化学反应的平衡与电解质溶液化学反应的平衡是化学反应中物质浓度或分压的动态平衡状态。
了解化学反应平衡对于研究化学反应的方向、速率和产物分布等具有重要意义。
而电解质溶液是指在溶液中存在可导电的离子的溶液。
本文将就化学反应的平衡和电解质溶液进行分析和探讨。
一、化学反应的平衡在化学反应中，当反应物和生成物的物质浓度或分压达到一定的比例时，反应停止，系统处于平衡状态。
平衡状态下，反应物和生成物的物质浓度或分压保持不变，但反应仍在继续进行，呈动态平衡。
1. 平衡常数平衡常数(Kc)是用来描述化学反应平衡状态的一个指标。
对于化学反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数定义为：Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b，方括号表示物质浓度。
平衡常数的大小与反应物和生成物的物质浓度之间的关系密切相关，可以用来预测反应的方向。
2. 平衡与配平化学方程式表示了化学反应的物质组成和反应过程。
为了使化学方程式配平，需要调整反应物和生成物的系数。
配平的目的是在化学反应中满足质量守恒和电荷守恒的原则。
3. 平衡移动的影响因素化学反应的平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、压力和浓度等。
根据Le Chatelier原理，当外界条件发生变化时，系统会试图抵消这种变化并重新建立平衡。
二、电解质溶液电解质溶液是指溶液中存在可导电的离子的溶液。
其中，离子是由电解质物质在溶液中解离而产生的。
电解质溶液分为强电解质和弱电解质。
1. 强电解质溶液强电解质溶液中的离子解离度高，可以完全离解成离子。
典型的强电解质溶液包括盐类溶液和酸碱溶液。
在强电解质溶液中，离子与溶剂分子之间存在着强烈的电荷作用力，可以导电。
2. 弱电解质溶液弱电解质溶液中的离子解离度低，只有一部分离解成离子。
弱电解质溶液可以通过酸碱反应或水解反应产生少量的离子。
在弱电解质溶液中，离子与溶剂分子之间的电荷作用力较弱，无法导电。
3. 电解质与脱离子水电解质在溶液中溶解时会与水分子发生相互作用，形成化学物质和离子合物。
高中电解质归纳整理
高中电解质归纳整理在高中化学的学习中，电解质是一个非常重要的概念。
理解和掌握电解质的相关知识，对于我们深入学习化学原理、解决化学问题都有着至关重要的作用。
接下来，咱们就一起对高中阶段涉及到的电解质进行一个归纳整理。
一、电解质的定义电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
这里要注意几个关键词：“水溶液”“熔融状态”“导电”“化合物”。
也就是说，必须同时满足这几个条件才能称之为电解质。
比如，氯化钠（NaCl）在水溶液中或熔融状态下都能导电，所以它是电解质。
而像铜、铁等金属单质，虽然能导电，但因为它们不是化合物，所以不属于电解质。
二、电解质的分类电解质可以分为强电解质和弱电解质两大类。
强电解质在水溶液中完全电离，也就是说，它们在溶液中以离子的形式存在，不存在分子形式。
常见的强电解质有强酸（如盐酸、硫酸、硝酸等）、强碱（如氢氧化钠、氢氧化钾等）以及大多数盐（如氯化钠、硫酸铜等）。
弱电解质在水溶液中部分电离，溶液中既存在电解质分子，也存在离子。
常见的弱电解质有弱酸（如醋酸、碳酸等）、弱碱（如氨水等）以及水。
三、电解质的电离强电解质的电离用“＝”表示，比如氯化钠在水溶液中的电离方程式为：NaCl ＝ Na⁺＋ Cl⁻。
弱电解质的电离用“⇌”表示，以醋酸为例，其电离方程式为：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺。
在书写电离方程式时，要注意遵循质量守恒和电荷守恒定律。
四、电解质溶液的导电性电解质溶液之所以能够导电，是因为其中存在自由移动的离子。
溶液中离子浓度越大、离子所带电荷越多，溶液的导电性就越强。
比如，相同浓度的氯化钠溶液和醋酸溶液，氯化钠溶液的导电性更强，这是因为氯化钠是强电解质，在溶液中完全电离，离子浓度较大；而醋酸是弱电解质，部分电离，离子浓度较小。
但需要注意的是，溶液的导电性还与温度等因素有关。
五、电解质在化学实验中的应用电解质在化学实验中有着广泛的应用。
例如，在电解实验中，通过电解质溶液的电解可以制取某些物质。
化学平衡与电化学
化学平衡与电化学化学平衡与电化学是化学领域中的重要概念与研究方向。
本文将从介绍化学平衡的概念、化学平衡的影响因素、电化学的基本概念与应用等方面进行论述。
一、化学平衡的概念化学平衡指化学反应在一定条件下达到动态平衡的状态，即反应物与生成物之间的浓度或活性不再变化。
在化学平衡状态下，正向反应与逆向反应的速率相等，而且无净反应发生。
化学平衡是一种特殊的动态平衡状态，不同于静态平衡。
二、化学平衡的影响因素化学平衡的状态与三个重要的因素有关：温度、浓度和压力。
其中，温度是影响化学平衡的最重要因素之一。
根据Le Chatelier原理，增加温度会使平衡移向吸热反应方向，而降低温度则使平衡移向放热反应方向。
浓度和压力也是影响化学平衡的因素，增加浓度或压力会使平衡移向生成物的方向，而降低浓度或压力则使平衡移向反应物的方向。
三、电化学的基本概念电化学是研究电与化学的相互关系的科学。
在电化学中，最基本的概念是电池和电解质溶液。
电池由两个半电池组成，其中一个被称为阳极，另一个被称为阴极。
电池通过氧化还原反应将化学能转化为电能。
电解质溶液则是指含有可以自由移动的离子的溶液。
四、电化学的应用电化学在实际应用中有着广泛的应用。
其中最常见的应用是电镀。
电镀是利用电流使金属离子还原并附着在物体表面的过程。
电化学还应用于电池的设计与制造，包括常见的干电池和燃料电池。
电化学还在环境保护、电解水制氢、电化学传感器等方面有着重要的应用。
总结：化学平衡与电化学是化学领域的重要概念与研究方向。
化学平衡是指化学反应在一定条件下达到动态平衡的状态。
化学平衡的状态受温度、浓度和压力等因素的影响。
电化学则是研究电与化学的相互关系的科学，其中电池和电解质溶液是电化学中的基本概念。
电化学在电镀、电池制造和环境保护等方面有着广泛的应用。
通过理解和应用化学平衡与电化学的知识，可以为我们的研究和实际应用提供帮助与指导。
高中化学的归纳化学平衡与电化学
高中化学的归纳化学平衡与电化学化学平衡是研究化学反应中物质浓度或压力不再发生变化的状态，而电化学则研究化学反应中的电流化学效应。
在高中化学中，归纳化学平衡与电化学是两个重要的内容，本文将对它们进行探讨。
一、化学平衡1.1 前言化学平衡是指在一定条件下，化学反应中反应物浓度或压力不再发生变化的状态。
它可以通过观察反应物和生成物浓度的变化来判断是否达到了平衡状态。
1.2 平衡常数平衡常数是描述反应体系在平衡状态下浓度变化关系的指标，通常用K表示。
对于一般的化学反应：aA + bB ⇌ cC + dD其平衡常数的表达式为：K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b在某一温度下，平衡常数K的值是固定的，该值反映了反应物和生成物之间的浓度关系。
1.3 影响平衡的因素化学平衡受到浓度、温度和压力等因素的影响。
1.3.1 浓度影响当改变反应物或生成物的浓度时，平衡位置会发生变化。
根据"利用原理"，系统会偏向浓度较低的一侧，以减少反应物的浓度差。
这被称为"Le Chatelier原理"。
1.3.2 温度影响温度的变化也会导致平衡位置的移动。
大多数反应在升高温度时是吸热反应，反应物的浓度会增加，平衡位置会向右移动。
反之，在降低温度时平衡位置会向左移动。
1.3.3 压力影响对于气态反应，改变压力会导致平衡位置的移动。
当增加压力时，平衡位置会偏向生成物较少的一侧，以减少气体分子的数目。
反之，降低压力则会导致平衡位置向反应物较少的一侧移动。
二、电化学2.1 电化学基本概念电化学是研究电能与化学能之间相互转化关系的学科。
它包括电解和电池两个方面。
2.2 电解电解是指在电解质溶液中，通过外加电压使溶液中的阳离子和阴离子发生氧化还原反应的过程。
在电解过程中，阳极发生氧化反应，阴极发生还原反应。
2.3 电池电池是一种将化学能转化为电能的装置，它由两个电极和两种溶液电解质构成。
化学平衡与电离度的关系
实验测定电离度方法
电导法
酸碱滴定法
分光光度法
其他方法
通过测量电解质溶液的电导率 来计算其电离度。电导率与溶 液中离子的浓度和迁移率有关 ，因此可以用来推算出电解质 的电离度。
利用酸碱滴定反应来确定溶液 中电解质的浓度和电离度。通 过滴定剂的用量和溶液pH值的 变化，可以计算出电解质的电 离度。
利用某些物质在特定波长下的 吸光度与浓度之间的关系，来 测定电解质溶液的浓度和电离 度。这种方法需要选择合适的 显色剂和测定波长，以保证测 量的准确性。
化学平衡与电离度的关系
汇报人：XX 20XX-02-05
目录
• 引言 • 化学平衡及其影响因素 • 电离度及其测定方法 • 化学平衡与电离度关系探讨 • 实际应用举例与案例分析 • 总结与展望
01
引言
目的和背景
目的
探讨化学平衡与电离度之间的关系，理解两者在化学反应体系中的作用和相互 影响。
背景
电离度
电解质在溶液中的电离程度可以用电离度来表示。电离度是 指电解质分子在溶液中发生电离的百分比，它反映了电解质 在溶液中的离解程度。电离度的大小与电解质的性质、溶液 的浓度和温度等因素有关。
02
化学平衡及其影响因素
化学平衡定义及特点
定义
在一定条件下，可逆反应中正反应速 率和逆反应速率相等，反应物和生成 物各组分浓度保持不变的状态。
酸碱溶液中电离度变化规律
酸碱溶液中电离度变化
在酸碱溶液中，电解质的电离度会随着溶液酸碱性的变化而发生变化。一般来说，在酸性溶液中，酸 的电离度会增加，而碱的电离度会减小；在碱性溶液中，碱的电离度会增加，而酸的电离度会减小。
影响电离度的因素
除了溶液的酸碱性外，温度、浓度等因素也会影响电解质的电离度。一般来说，温度升高会促进电解 质的电离，浓度增加也会使电离度增加。
电解质概念以及常见类型
电解质概念以及常见类型电解质是能分解开来用电流产生电解的对称物，它可以被看作是由电正离子和电负离子组成的一种物质。
在熔解时，电解质的正离子和负离子会分离出来，并与乙炔或氯仿反应而形成离子，可以转移电流，称为电解质。
电解质的定义为正电解质及负电解质。
通常情况下，正电解质能够比负电解质更容易放电，形成正离子；而负电解质更容易吸收电，并形成负离子。
在溶液中，电解质满足化学平衡状态，往往能使其它物质构成双电层，形成一个可以传输电子的电极过程。
常见的电解质有氯化物离子（Cl-）、硫酸盐离子（SO^(4^2-)）、亚硫酸根离子（HS^-）、碳酸根离子（CO^(3^2-)）、氢离子（H^+）、氢氧根离子（OH^-）等。
这些电解质都有不同的性质，构成不同的溶液，影响溶液的稳定性和影响反应的速率，又可能会形成一些交换物质，影响各种化学反应。
金属电解质通常都是以这些金属离子的形式，如铝阳离子（Al^(3+)）、锰阳离子（Mn^(2+)）、锌阳离子（Zn^(2+)）、硫酸钠（Na^+=Na2SO4）、铵阳离子（NH4^+）、碳酸钠（Na2CO3）等。
在氯化物电解质中，常见的有钠氯化物（NaCl）、钙氯化物（CaCl2）、钾氯化物（KCl），这些都能够用于滤水剂的制备，对水品质有明显的影响。
除了金属电解质和氯化物电解质外，还有一些其它电解质，包括硝酸盐离子（NO^-3）、硫酸根离子（HS^-）和氢氧根离子（OH^-）。
这些电解质在性质与特性上都比较特殊，可以用于从水中吸附有害物质的处理，如化学氧化剂、营养盐、有机物、重金属等，从而改善水质并抑制反应物的污染。
随着电解质的广泛应用，各种电解质的种类也不断增加，并且在抗菌剂、颜料、有机碱、聚合物、染料及阻燃剂中也可以看到其身影。
电解质特性的安全性、环境友好性以及反应速度都受到了很多人的关注，电解质是一个多样而充满活力的领域，能提升各种化学反应性能。
高考化学电解质知识
高考化学电解质知识电解质是化学中一个非常重要的概念，通俗的来说，电解质就是在溶液中，能够电离成带电离子的化合物或者元素。
高考化学中，电解质是一个必考的知识点，涉及到电化学、酸碱等多个方面。
本文将从以下几个方面介绍高考化学电解质知识。
一、电离度在水溶液中，会发生电离反应，原本不带电的分子被溶解在水中后，失去或者增加电子变成带电离子，这就是电离。
可溶于水的物质都是电解质，而电离能力不同的物质在水中的电离程度也不一样，这就是电解质的电离度。
电离度这个概念可以描述电解质的离子化程度，简单来说，就是一个物质在水中溶解后，变成带电荷的离子的比例。
电解质越容易电离，电离度就越高，反之则越低。
对于化学爱好者来说，电离度这个概念肯定比较容易理解。
但是对于初学化学的高中生来说，可能比较晦涩难懂。
因此，学习电解质电离度的时候，我们可以通过一些实验来观察和了解它们之间的差异，比如：不同浓度的电解液导电性测试、酸碱中的溶液电离程度等等。
二、酸碱的电离度在化学中，酸和碱都是电解质，它们的电离度有着重要的意义。
在低浓度下，酸或碱水溶液中的质子与氢氧根离子数量相等，因此酸的电离度等于酸根离子与酸的浓度之比，碱的电离度等于氢氧根离子与碱的浓度之比。
比如，对于酸强度弱、电解质较弱的苯甲酸水溶液，它的电离度很低。
而对于相对酸强度和电离质浓度更高的盐酸水溶液，它的电离度就更高。
三、离子反应离子反应是一种离子间的化学反应，离子间的反应可以产生沉淀。
离子反应是学习电解质中很重要的一个环节，它与酸碱化学、化学平衡等其他分支互为关联。
高考中，涉及到的主要离子反应是：氧化还原反应、酸碱反应、配位反应等。
学生可以通过观察实验现象和进行分析、推理，探究离子反应的原理和性质。
四、电解质的分类电解质根据它们在水中的离子度数，可以分为强电解质和弱电解质两类。
强电解质电离度高，带有的离子多，与水形成的氢氧根离子或者氢离子数量多，如盐酸、氢氧化钠等。
而弱电解质电离度低，带有离子相对较少，与水形成的氢氧根离子或者氢离子数量也少，如乙酸、氨水等。
高中化学分步搞定“弱电解质的电离平衡”!
高中化学分步搞定“弱电解质的电离平衡”！要点一、电解质与非电解质(1)电解质、非电解质都是化合物，单质既不是电解质也不是非电解质。
(2)只要具备在水溶液里或熔融状态下能够导电其中一个条件的化合物即称为电解质。
(3)在水溶液里或熔融状态下，化合物本身电离出自由移动的离子而导电时，才是电解质，如NH3、CO2等的水溶液能够导电，但NH3、CO2却是非电解质，因为是NH3、CO2溶于水与水反应生成的NH3·H2O、H2CO3电离出的自由移动的离子而使溶液导电的。
(4)电解质不一定导电(如固态NaCl)，导电物质不一定是电解质(如Cu)；非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。
(5)某些离子型氧化物，如Na2O、CaO、Na2O2等，它们虽然溶于水后电离出来的自由离子不是自身的，但在熔融状态时自身却可完全电离，故属于电解质。
(6)电解质溶液里的导电能力由自由移动的离子浓度与离子所带的电荷数决定。
要点二、强电解质与弱电解质强电解质弱电解质电离程度完全电离部分电离化学键离子键或强极性共价键极性共价键电离特点无电离平衡，不可逆存在电离平衡，过程可逆书写用“＝”号用“”号溶液中微粒只有离子（水合离子）离子(水合离子)和分子示例HCl、H2SO4、NaOH、Ba(OH)2、K2SO4等CH3COOH、NH3·H2O、HClO、H2CO3、H2O等(1)强电解质、弱电解质与其溶解性无关。
某些难溶或微溶于水的盐，由于其溶解度很小，如果测其溶液的导电能力，往往是很弱的。
但是其溶于水的部分，却是完全电离的，所以它们仍然属于强电解质，例如：CaCO3、BaSO4等。
相反，少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，仍属于弱电解质。
(2)强电解质、弱电解质的电离与有无外电场无关。
划分电解质和非电解质的标准是在水溶液里或熔融状态下能否导电。
划分强电解质和弱电解质的标准是在水溶液里是否完全电离。
(3)导电能力强不一定是强电解质，强电解质不一定导电能力强。
人教版高中化学选择性必修第1册 《电离平衡第一课时强弱电解质及电离平衡》教学设计
《电离平衡第一课时强弱电解质及电离平衡》教学设计一、教材分析1.注意与必修一的电解质、非电解质、电离概念，及前一章化学平衡知识的衔接，注意内容的深广度。
2.充分利用上一章所学化学平衡知识，引导学生用实验探究的方式构建弱电解质电离平衡的知识点，以时间速率图加强理解。
二、学情分析1.已有知识：溶液、离子反应、化学平衡。
2.已有认识：能从宏观、微观角度认识水溶液的组成和微粒间的相互作用。
3.认知方向：借助电解质、电离及化学平衡理论深入认识水溶液中弱电解质微粒间的相互作用。
4.发展方向：由浅入深，有简单到福州，叩开学生思维大门，形成持久的内驱力，有效调动学生积极思考。
三、素养目标【教学目标】1.在探究醋酸电离的过程中，了解强弱电解质的区别，知道弱电解质是不完全电离的，存在着电离平衡，初步体会“证据推理”对于解决问题的重要性。
2.通过对比等体积等浓度的盐酸与醋酸能定性定量分析强弱电解质的宏微观区别。
3.在探究醋酸与镁条反应的过程中，能够运用化学平衡原理分析微粒的运动和变化过程，并用恰当的化学语言进行解释。
【评价目标】1.证据推理与模型认知：通过微观表征猜想弱电解质的电离过程并通过宏观实验定性定量分析弱电解质的电离情况。
2.变化观念与平衡思想：知道弱电解质在水溶液中存在电离平衡，能正确判断强弱电解质及书写弱电解质的电离方程式，会分析电离平衡的过程。
四、教学重点、难点1.教学重点：强弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡的建立2.教学难点：弱电解质的电离 五、教学方法1.猜想-证据推理-模型认知-建立模型2.交流合作-演绎推理-总结归纳 六、教学设计思路七、教学流程电离平衡的建立强弱电解质概念、电离方程式的书写、导电能力的判断强弱电解质的电离 （宏微观相结合）知识技能，巩固训练弱电解质动态电离过程教学目标 教学环节设计意图八、教学过程 以动图让学生直观感受强弱电解质的微观示意图，掌握强弱电解质的概念，归纳记忆常见的强弱电解质。
基础化学概念
基础化学概念
基础化学概念包括物质的变化及性质、化学反应速率和化学平衡、电解质溶液、有机化学、无机化学和分析化学等。
1.物质的变化及性质：包括物理变化和化学变化。
物理变化是没有新物质生成的变化，如
物质的三态变化、形状的改变、位置的移动等。
化学变化是有新物质生成的变化，也称为化学反应。
化学变化常常伴随一些反应现象，如发光、发热、产生气体、改变颜色、生成沉淀等。
2.化学反应速率和化学平衡：化学反应速率是指单位时间内反应物和生成物浓度的变化量。
化学平衡是指在一定条件下，化学反应达到平衡状态，即反应物和生成物的浓度不再发生变化。
3.电解质溶液：电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
电解质溶液是指
在水溶液中能够导电的化合物溶液。
4.有机化学：有机化学是研究有机化合物的组成、结构、性质和变化的科学。
5.无机化学：无机化学是研究无机化合物的组成、结构、性质和变化的科学。
6.分析化学：分析化学是研究物质的组成、结构和性质的定量分析方法的科学。
这些是基础化学概念的一部分，对于理解化学学科的基本原理和概念非常重要。
高中化学平衡知识点
高中化学平衡知识点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。
下面是由店铺整理的高中化学平衡知识点，希望对大家有所帮助。
高中化学平衡知识点：弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1.温度：升高温度，促进电离(因为电离过程吸热)，离子浓度增大2. 浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3.同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大;4.加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
要点二:电离平衡常数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。
高中化学平衡知识点：影响水电离平衡的因素和水的离子积常数要点一:影响水电离平衡的因素1.温度：升温，促进水电离，c(H+)、c(OH-)同时增大，但溶液仍呈中性。
2.加入酸碱：向纯水中加入酸或碱溶液，酸电离出H+或碱电离出的OH-均使水的电离平衡受到抑制。
3.加入可水解的离子(弱酸根或弱碱阳离子)：破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡右移，促进了水的电离。
4.其他因素：向水中加入活泼金属、电解时有H+、OH-放电时均可促进水的电离平衡正向移动。
要点二：水的离子积常数1.水的离子积表示为KW = c(H+)c(OH-) ，水的离子积只与温度有关，如不指明，则是在25℃;升高温度，Kw增大，降低温度，Kw减小。
化学平衡与电解反应速率常数
化学平衡与电解反应速率常数化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物的浓度之比保持不变的状态。
电解反应是通过电解质溶液的电离来产生化学反应的过程。
本文将探讨化学平衡与电解反应速率常数之间的关系。
一、化学平衡的定义与特点化学平衡是指在封闭系统中，当反应物与生成物的浓度达到一定比例后，反应速率正好等于逆反应的速率，此时系统处于动态平衡状态。
化学平衡的特点包括：1. 正向反应与逆向反应同时发生；2. 正向与逆向反应速率相等；3. 反应物与生成物的浓度保持不变，但并非相等；4. 平衡的条件包括温度、压力和浓度。
二、电解反应速率与速率常数的定义电解反应是指通过外加电势将电解质溶液分解成阳离子和阴离子，并在电极上发生化学反应。
电解反应的速率可以用速率常数来描述。
速率常数表示单位时间内反应物变化的程度，可以用下列公式表示：速率常数 = 反应物/生成物的浓度变化率三、化学平衡与电解反应速率常数的关系化学平衡与电解反应速率常数之间存在一定的关系。
具体而言，速率常数对于一个已经达到化学平衡的系统来说，其值保持不变。
这意味着在动态平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率常数相等，从而使得反应物和生成物的浓度保持不变。
以化学平衡中的氨合成反应为例，该反应的速率常数为K。
当反应达到平衡状态时，反应物氮气、氢气和氨的浓度将保持不变。
而在电解反应中，根据法拉第定律可以得出电解速率与反应物浓度的关系，但是并没有保证反应达到平衡。
因此，化学平衡与电解反应速率常数的关系并非一一对应，两者是不同的概念。
总结：化学平衡是指在封闭系统中，反应物与生成物的浓度达到一定比例的动态平衡状态。
电解反应是通过电离过程产生化学反应，其速率可以用速率常数描述。
化学平衡与电解反应速率常数之间存在一定的关系，速率常数对于一个已经达到化学平衡的系统来说，其值保持不变。
然而，两者并非一一对应的概念。
希望本文能够对化学平衡与电解反应速率常数有一个初步的了解，进一步的学习将有助于更深入地理解和应用化学反应。
电解质的电离离子反应》离子反应与化学平衡
电解质的电离离子反应》离子反应与化学平衡《电解质的电离离子反应离子反应与化学平衡》在我们探索化学世界的奇妙旅程中，电解质的电离、离子反应以及化学平衡是几个至关重要的概念。
它们就像是化学世界中的“密码”，帮助我们理解和解释众多的化学现象和过程。
首先，让我们来了解一下电解质的电离。
电解质是在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
当电解质溶解于水或受热熔融时，它们会发生电离，形成自由移动的离子。
比如说，氯化钠（NaCl）在水溶液中会电离成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻）。
这一过程可以用简单的化学方程式表示：NaCl → Na⁺＋ Cl⁻。
电离的程度有所不同，分为强电解质和弱电解质。
强电解质在水溶液中能够完全电离，像盐酸（HCl）、氢氧化钠（NaOH）等。
而弱电解质则只能部分电离，例如醋酸（CH₃COOH），它在水溶液中存在着电离平衡：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺。
离子反应则是指有离子参加或生成的化学反应。
离子反应通常发生得非常迅速，因为离子在溶液中能够自由移动，一旦它们相遇并满足一定的条件，就会发生反应。
例如，硫酸铜（CuSO₄）溶液和氢氧化钠（NaOH）溶液混合时，铜离子（Cu²⁺）会和氢氧根离子（OH⁻）结合生成蓝色的氢氧化铜沉淀，这个反应的离子方程式可以写为：Cu²⁺＋ 2OH⁻＝ Cu(OH)₂↓ 。
离子反应在我们的日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
比如在污水处理中，通过加入适当的化学试剂，使某些有害的离子发生反应生成沉淀或气体从而被除去；在金属的冶炼和电镀过程中，离子反应也起着关键的作用。
接下来，我们谈谈离子反应与化学平衡的关系。
化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
对于弱电解质的电离过程，就是一个典型的化学平衡。
以醋酸的电离为例，当醋酸分子电离出氢离子（H⁺）和醋酸根离子（CH₃COO⁻）时，同时也存在着氢离子和醋酸根离子结合生成醋酸分子的逆反应。
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化学平衡与电解质1、N2+3H2 2NH3的反应中，经过一段时间后，NH3的浓度增加L。
在此时间内用H2表示的平均速率为L稴，则此一段时间值是（）A、1sB、2sC、D、2、在平衡体系H2S H++HS-，HS H++S2-中，增大溶液的PH值时，则[S2-]AA、可能增大也可能减小B、增大C、减小D、不变3、已知反应A＋3B＝2C＋D在某段时间内以A的浓度变化表示的化学反应速率为1mol·L－1·min－1，则此段时间内以C的浓度变化表示的化学反应速率为：A．·L－1·min－1 B．1mol·L－1·min－1C．2mol·L－1·min－1D．3mol·L－1·min－14、反应4NH3（气）＋5O3（气） 4NO（气）＋6H3O（气）在10L密闭容器中进行，半分钟后，水蒸气的物质的量增加了,则此反应的平均速率(X)(反应物的消耗速率或产物的生成速率)可表示为A.(NH3)=B.(O2)=C.(NO)=D.(H 2O)=、在一定温度下，AgCl的饱和溶液中Ag+浓度和Cl-浓度的乘积是一常数。
现将足量AgCl固体分别加入：（1）10毫升蒸馏水（2）30毫升摩/升盐酸（3）5毫升摩/升NaCl溶液（4）10毫升摩/升CaCl2溶液中，使AgCl溶解并至饱和。
此时所得溶液中Ag+浓度由大到小排列的正确顺序是（B）A、（1）>（2）>（3）>（4）B、（1）>（2）>（4）>（3）C、（1）>（3）>（2）>（4）D、（4）>（3）>（2）>（1）6、在1升摩/升的NaOH溶液中通入标准状况下的升，完全反应，则下列关系式正确的是（BD ）A、[Na+]>[OH-]>[CO32-]>[H+]>[HCO3-]B、[Na+]>[HCO3-]>[CO32-]>[OH-]>[H+]C、[Na+]>[CO32-]>[HCO3-]>[H+]>[OH-]D、[Na+]+[H+]=[CO32-]+[OH-]+[HCO3-]7、把NH4Cl溶于重水（D2O）中，生成的水合氢离子的式量应是（D）A、19-20B、20C、21D、21-228、根据盐类水解等知识，可判断MgCl2·6H20高温（600°C）灼烧时的分解产物是（D ）A、MgCl2、H2OB、Mg（OH）2、HCl、H2OC、Mg、Cl2、H2OD、MgO、HCl、H2O9、用同一浓度的氨水分别与50ml醋酸溶液和25ml盐酸完全作用时都消耗20ml氨水，这表明醋酸溶液与盐酸的关系是（AB ）A、醋酸的物质的量浓度是盐酸物质的量浓度的1/2B、50ml醋酸与25ml盐酸所含溶质的物质的量相同C、两种酸的PH值相同D、醋酸电离度与盐酸电离度相同10、在密封容器中通入A、B两种气体，在一定条件下反应：2A（气）+B（气） 2C（气）+Q（Q>0）达到平衡后，改变一个条件（x），下列量的（y）一定符合图中曲线的是（AC ）x yA再加入A B的转化率B再加入C A的体积分数C压强A的转化率D温度混合气体的平均摩尔质量11、下列各组离子中，在PH=0的溶液里能大量共存，且溶液为无色透明的是（B）A、K+、Fe3+、NO3-、Cl-B、Na+、Mg2+、SO42-、Cl-C、Na+、HS-、K+、Cl-D、Fe2+、K+、NO3-、Mn2+12、在容积不变的密闭容器内处于平衡的三种气体物质A、B、C，在温度升高后，浓度变化分别是：A、浓度由2摩/升→摩/升，B、浓度由摩/升→摩/升，C、浓度由摩/升→摩/升，则容器中发生反应的化学方程式为（Q>0）BA、2A 3B+C+QB、2B+C 2A+QC、B+3C 2A-QD、2A 3B+C-Q13、在一个6升的密闭容器中，放入3升X（气）和2升Y（气），在一定条件下发生下列反应：4X（气）+3Y（气） 2Q（气）+nR（气）达到平衡后容器内温度不变，混合气体的压强比原来增加5%，X的浓度减小1/3，则该化学方程式中的n值是DA、3B、1C、5D、614、一定量的混和气体在密闭容器中发生如下反应：mA（气）+nB（气） PC（气）达到平衡后，温度一定时，将气体体积缩小到原来的1/2，当达到新的平衡时，C的浓度为原来的倍，若压缩过程中保持温度不变，同下列说法正确的是BA、m+n>PB、A的转化率降低C、平衡向正反应方向移动D、C的体积分数增加15、PH=3的稀醋酸溶液20ml，用l的NaOH溶液可以完全中和，则醋酸的电离度是BA、%B、%C、%D、%16、在一个a升的密闭容器中放入2升A（气）和1升B（气），在一定条件下发生下列反应：3A（气）+B（气） Nc（气）+2D（气），达到平衡后，A的浓度减小，混合气体的平均相对分子质量增大，则该反应方程式中n值是AA、1B、2C、3D、417、下列不能用勒沙特列原理解释的是：（B）A、红棕色NO2加压后颜色先变深后逐渐变浅B、在H2、I2和HI组成的平衡体系中加压后，混和物颜色加深C、FeCl3溶液加热后颜色变深D、Fe（SCN）3溶液中加入KSCN固体后颜色变深18、将PH=3的强酸溶液和PH=12的强碱溶液混和，当混和溶液的PH=10时，则强酸和强碱溶液的体积比为：（B）A、1∶9B、9∶1C、10∶1D、1∶1019、可逆反应A（气）+B C（气）+D+Q达平衡时，下列说法错误的是：（AB）A、若增大A的浓度，平衡体系颜色加深，说明D是有颜色的气体B、增大压强，平衡不移动，说明B、D必是气体C、升高温度，C的百分含量减小，说明正反应是放热反应D、若B是气体，增大A的浓度会使B的转化率增大20、在L的HCl溶液1L中，再溶解冰醋酸，醋酸的电离度减小到原来的1/2，这时溶液中[H+]是原溶液中：（C）A、1/2倍B、1/4倍C、2倍D、4倍21、在等温、等容条件下，有下列气体反应：2A（气）+2B（气） C（气）+3D（气）。
现分别从两条途径建立平衡：Ⅰ.A、B的起始浓度均为2mol/L。
Ⅱ.C、D的起始浓度分别为2mol/L和6mol/L。
下列叙述正确的是（AD ）A、Ⅰ、Ⅱ两途径最终达到平衡时，体系内混合气的体积分数相同B、Ⅰ、Ⅱ两途径最终达到平衡时，体系内混合气的体积分数不同C、达平衡时，Ⅰ途径的V A等于Ⅱ途径的V AD、达平衡后第Ⅰ途径混合气密度为第Ⅱ途径混合气密度的1/222、在等温、等容条件下，有下列气体反应：2A（气）+2B（气） C（气）+3D（气）。
现分别从两条途径建立平衡：Ⅰ.A、B的起始浓度均为2mol/L。
Ⅱ.C、D的起始浓度分别为2mol/L和6mol/L。
下列叙述正确的是（AD ）A、Ⅰ、Ⅱ两途径最终达到平衡时，体系内混合气的体积分数相同B、Ⅰ、Ⅱ两途径最终达到平衡时，体系内混合气的体积分数不同C、达平衡时，Ⅰ途径的V A等于Ⅱ途径的V AD、达平衡后第Ⅰ途径混合气密度为第Ⅱ途径混合气密度的1/223、在用标准浓度的NaOH溶液滴定未知浓度的HCl时，可造成结果偏高的错误操作是（AC ）A、未用标准润洗滴定管B、滴定终点读数时，俯视滴定管刻度线C、滴定终点读数时，仰视滴定管刻度线D、往锥形瓶中加待测液时，移液管（或滴定管）未用待液润洗24、常温下，PH值=1的两种酸溶液A和B，分别加入稀释100倍，其PH值与所加水的体积变化如图所示，下列结论正确的是（CD ）A、酸B比酸A电离度大B、A为弱酸，B为强酸C、B的物质的量浓度比A大D、A比B易电离25、右图为装有活塞的密闭容器内盛，若通入（气体体积均在标准状况下测定），保持温度、压强不变，则容器内混合气体的密度（D ）A、等于LB、等于LC.在L～L之间 D、大于L26、用相同浓度的盐酸去中和等体积的PH值分别为10和9的氨水，设需盐酸的体积为V甲和V乙，则它们的关系是（D ）A、V甲=V乙B、V乙>10V甲C、V乙=10V甲D、V甲>10V乙27、某种一元酸（HA）溶液中，加入一定量的一种强碱（MOH）溶液后恰好完全反应，则有关反应后溶液的判断中，一定正确的是（A ）A、[A-]≤[M+]B、[A-]≥[M+]C、若MA不水解，则[OH -]≤[A-]D、若MA会水解，则[OH -]>[A-]28、a、b两容器，a的容积可随压强大小而变，b容积固定，将适量的二氧化硫和氧气的混和物分为二等分，分别装入两容器中，恰好使两容器中气体的压强相等。
在一定温度下发生反应，经过一段时间两容器中的反应均达到平衡，此时b中二氧化硫的转化率为80%，则a中二氧化硫的转化率为（B ）A、<80%B、>80%C、=80%D、无法判断29、已知一种[H+]=1×10-3mol/L的酸溶液和一种[OH -]=1×10-3mol/L的碱溶液等体积混合溶液呈碱性，其原因可能是（ B）A、浓的强碱和稀的强酸溶液反应B、浓的弱碱和稀的强酸溶液反应C、等浓度的强碱和弱酸溶液反应D、生成了一种强碱弱酸盐30、下列定律或原理：（1）质量守恒定律（2）阿佛加德罗定律（3）元素周期律（4）勒沙特列原理，其中能够适用于2NH3（气） N2（气）+3H2这一反应的是（D ）A、只有（4）B、（1）和（2）C、（1）（2）（3）D、（1）（2）（4）31、如下各组离子，在酸性条件下能大量共存的无色溶液是（D ）A、AIO2-、NO3-、Na+、SO42-B、Cu2+、NO3-、SO42-、H+C、NO3-、S2-、Na+、NH4+D、AI3+、Na+、NO3-31、一定条件下，在容积为2升的密闭容器中，2摩L气体和3摩M气体相混合，发生如下反应：2L（气）+3M（气） xQ（气）+3R（气）该反应达平衡时，生成摩R，并测得Q的浓度为L，下列有关叙述正确的是（D）A、x值2B、混合气体的密度变大C、平衡时M的浓度为LD、L的转化率为80%32、下列哪种说法可以证明反应N2+3H2 2NH3已达到平衡状态（A）A、1个N≡N键断裂的同时，有3个H—H键形成B、1个N≡N键断裂的同时，有3个H—H键断裂C、1个N≡N键断裂的同时，有6个H—H键断裂D、1个N≡N键断裂的同时，有6个H—H键形成33、在2L的密闭密闭容器中进行下列反应：A（气）+2B（气） 2C（气）+D（气）在一定条件下反应建立平衡，若条件不变，按下列各组加入起始物质，再次达到平衡后可能维持[A]=[C]=L的一组是（B）A、1摩A+2摩B+1摩CB、摩C+摩D+摩B+摩AC、摩A+摩D+摩CD、摩A+摩B+摩C34、物质的量浓度相同的下列物质，在指定的离子浓度的比较中错误的是BDA、[PO43-]2：Na3PO4>Na2HPO4>NaH2PO4>H3PO4B、[CO32-]：（NH4）CO3>Na2CO3>NaHCO3>NH4HCO3C、[NH4+]：（NH4）2SO4>（NH4）2CO3>NH4HSO4>NH4Cl>NH4AcD、[S2-]：Na2S>H2S>NaHS35、可逆反应Ma（气）+nB Pc（气）+qD 中A和C，均是无色气体，当达到平衡后，下列叙述正确的是DA、增大压强，平衡不移动，说明m+n一定等于p+qB、升高温度，A的转化率减小，说明正反应是吸热反应C、若B是气体，增大A的量，A、B转化率都一定增大D、若增加B的量平衡体系颜色加深，说明B必是气体36、往重水（D2O）中加入NH4Cl晶体，生成的一水合氨及水合氢离子分别是CA、NH3·D2O和HD2O+B、NH2D·HDO和D3O+C、NH3·HDO和D3O+D、NH2D·D2O和DH2O+37、下列各组离子，在溶液中能较大量共存的是BA、Na+、K+、H+、CO32-B、Mg2+、Na+、SO42-、HCO3-C、Fe2+、Al3+、H+、NO3-D、NH4+、OH-、NO3-、K+38、强酸性溶液中能大量共存的离子组是（）A、Na+、Fe3+、Cl-、NO3-B、K+、Ba2+、HCO3-、Cl-C、PO43-、NH4+、SO32-、S2-D、Al3+、NH4+、NO3-、SO42-39、下列叙述中能说明醋酸比盐酸酸性弱的是（）A、将pH=4的盐酸和醋酸稀释成pH=5的溶液，醋酸需要加入的水量多B、盐酸和醋酸都可用相应的钠盐与浓H2SO4反应制取C、相同pH值的盐酸和醋酸溶液中分别加入相应的钠盐固体，醋酸的pH值变化大D、相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别跟锌反应，产生H2的起始速率相等40、LH2SO4和LCH3COONa溶液等体积混合后，离子浓度关系正确的是（）A、[Na+]=[SO42-]>[H+]>[0H-]B、[Na+]>[SO42-]>[CH3COO-]>[H+]C、2[Na+]>[SO42-]>[CH3COO-]D、[Na+]>2[SO42-]>[H+]>[CH3COO-]41、某无色溶液中，由水电离产生的[OH -]=1×10-13mol·L-1，则此溶液中可能大量共存的离子组是（）A、CO32-、I-、K+、Cu2+B、I-、NO3-、Mg2+、K+C、AlO2-、Cl-、SO42-、Na+D、Cl-、NO3-、Al3+、NH4+42、A、B、C、D四种一元酸的溶液，实验表明：物质的量浓度相同的A、C溶液分别加入甲基橙试液，A呈黄色而C不变色；物质的量浓度相同的B、C的钠盐溶液，其pH值B小于C；A酸能与D的钠盐溶液反应生成A的钠盐及D酸，则四种酸的强弱顺序为（）A、B>C>A>DB、C>B>A>DC、D>A>C>BD、A>C>B>D43、在容积为20L的真空密闭容器中，充入和碘蒸气，加热到T1°C后，发生反应H2+I2（气）2HI+Q，测得H2的转化率为50%，再升温到T2°C时，HI的浓度又变成T1°C时的一半，整个过程中体积不变，在T2°C时的混合气体的密度为（）A、·L-1B、·L-1C、·L-1D、·L-144、在一密闭容器中，反应aA（气） bB（气）达平衡后，保持温度不变，将容器体积增加一倍，当达到新的平衡时，B的浓度是原来的60%，则A．平衡向正反应方向移动了B．物质A的转化率减少了C．物质B的质量分数增加了D．a＞b45、用 NaOH溶液滴定盐酸，如达到滴定的终点时不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液的体积约为0．05mL)．继续加水至50mL,所得溶液的pH是、X、Y、Z为三种气体。