第八章 专题大看台 中学化学中的“四大平衡”
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高考最爱的“四大平衡”
ｔｏｏｌ・Ｌ
，所以ｆ（Ｎａ一）＋ｆ（Ｈ＋）一ｃ（ＯＨ一）＋ ｔｏｏｌ・Ｌ～，选项Ｃ正确．Ｗ处的
ｃ（ＣＨ ３ＣＯＯＨ）一０．１
１
Ｌ溶液中，醋酸和醋酸钠均为０．０５ ｔｏｏｌ，通入０．０５
学在苦中求．艺在勤中练．不怕学问浅。就怕志气短
孵化
万方数据
ｍｏｌ
ＨＣｌ，刚好与醋酸钠完全反应生成醋酸，即混合溶
液为醋酸和ＮａＣｌ，根据醋酸溶液的质子守恒方程式 ｃ（ＣＨ。ＣＯＯＨ）＋ｆ（Ｈ＋）＝ｃ（ＯＨ一），选项Ｄ错误．答 案为Ｂ、Ｃ．
Ａ增加压强；
Ｂ降低温度；
Ｃ
ｐＨ一３．５溶液中：ｆ（Ｎａ。）＋ｃ（Ｈ＋）一
；
Ｃ增大ＣＯ的浓度；Ｄ更换催化剂
ｆ（ＯＨ一）＋ｃ（ＣＨ３ＣＯＯＨ）一０．１ ｔｏｏｌ・Ｌ
Ｄ
９
这是一个气体总体积不发生改变的化学反
ｔｏｏｌ
向Ｗ点所表示的１．０ Ｌ溶液中通入０．０５
，解析应，所以增大压强平衡不会发生移动，选项 Ａ错误．此反应为放热反应，降低温度平衡向放热方 向移动，选项Ｂ正确．增大ＣＯ的浓度，平衡向正反应 方向移动，ＣＯ的转化率降低，选项Ｃ错误．催化剂对 化学平衡没有影响，选项Ｄ错误．答案为Ｂ．
名，例２
在常温２５℃下，有ｃ（ＣＨ。ＣＯＯＨ）＋ ｔｏｏｌ・Ｉ。叫的一组醋酸和醋酸钠混
ｃ（ＣＨ。ＣＯＯ）一０．１
合溶液，溶液中ｆ（ＣＨ。Ｃ００Ｈ）、ｆ（ＣＨ。ＣＯＯ一）与ｐＨ 值的关系如下图所示．下列有关离子浓度关系叙述正 确的是（
）．
名例１合成氨所需的氢气可用煤和水作原料经
多步反应制得，其中的一步反应为：
ＨＣｌ气体（溶液体积变化可忽略）：
ｆ（Ｈ＋）一ｆ（ＣＨ，ＣＯＯＨ）＋ｆ（ＯＨ）
Ｑ
知识组块四 四种平衡体系
高中化学四种化学平衡体系命题点1．化学反应速率和化学平衡（1）了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。
（2）了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。
（3）了解化学反应的可逆性。
（4）了解化学平衡建立的过程。
理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。
（5）理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对反应速率和化学平衡的影响，认识其一般规律。
（6）了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。
2．电解质溶液（1）了解电解质的概念。
了解强电解质和弱电解质的概念。
（2）了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
（3）了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
（4）了解水的电离，离子积常数。
（5）了解溶液pH的定义。
了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
（6）了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
（7）了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。
了解常见离子的检验方法。
（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
3．以上各部分知识的综合应用。
关联点高中化学对于化学平衡共研究三个问题，反应快慢问题、反应程度问题、反应方向问题（见下面左图）。
在反应快慢问题上具体讨论了三个问题：①反应快慢的量化（化学反应速率的计算），②比较反应快慢的方法，③改变反应快慢方法（化学反应速率的影响因素）；在反应程度问题研究了两个问题：①反应程度的量化（平衡常数、转化率、产率等的计算），②两个平衡比较（等效平衡、两种物质酸或碱性比较、盐类水解程度比较、难溶物溶解度的比较等）；在反应方向问题上研究了三个问题：①提供物质用量判断反应进行的方向，②提供条件改变信息，确定反应进行的方向，③改变反应方向的方法。
化学平衡程度方向在四种平衡体系中，电离平衡、水解平衡和溶解平衡是在水溶液中建立的化学平衡，是化学平衡原理的具体应用（关系见上图），是考虑了溶质与溶剂之间相互影响的平衡体系，由此产生了溶液酸碱性的判断、pH计算、中和滴定、盐类水解、溶解平衡等知识。
高三化一轮复习 四种动态平衡及平衡常数
液中
①温度；②
①温度； 浓度；③同 ①温度；②浓度 影响
②浓度； 离子酸、碱 ；③外加电解质 因素
③压强 、盐和化学 和化学反应
反应
沉淀溶解平衡 一定条件下含微 溶、难溶电解质 的饱和溶液中
①温度；②浓度 ；③酸、碱、盐
沉淀溶解 比较项目 化学平衡 电离平衡 水解平衡
平衡 平衡限度 平衡常数K、Ka（Kb）、Kh、Ksp以及转化率
或电离度或水解率α 平衡移动 勒夏特列原理（向减弱条件改变的方向移动
的判据 ）
2.平衡常数 有关平衡常数可从以下四个方面掌握：
（1）平衡常数的表达式书写形式，注意固体和纯液体不能 写入。
（2）平衡常数可以用来判断强弱关系（一般来说）：化学 平衡常数越小，越难转化；电离平衡常数越小，说 明电离能力越弱（电解质越弱）；水解平衡常数越 小，水解能力越弱；难溶电解质的Ksp越小，代表溶 解度越小。
弱酸化学式 HClO
H2CO3
电离平衡常数 4.7×10－8 K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11
写出84消毒液露置在空气中发生反应的离子方程式
___________________________________________。
（3）电解饱和食盐水可得到溶质为M的碱溶液，常温下将
浓度为c1的M溶液与0.1 mol·L－1的一元酸HA等体积混合，
（3）平衡常数只受温度影响：温度改变，平衡常数改变， 平衡将发生移动；其他外界条件可能影响平衡状态 ，使平衡发生移动，但是不影响平衡常数。
（4）平衡都有向着平衡常数较小的方向移动的趋势。如形 成沉淀，当溶液中有多种离子均能与所加试剂形成 沉淀时，则溶度积越小的先形成沉淀，这也成为除 杂的重要依据。
化学中的四大平衡
A的初始浓度－A的平衡浓度 物 A 的 转 化 率 为 ： α(A) ＝ A的初始浓度 c0A－cA ×100%＝ ×100%。 c0A
助学园地
阅卷现场
注意 同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物 的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其 他反应物的转化率。工业生产中常常提高廉价原料的比 例，从而增大其他原料的利用率。 (3)电离平衡常数
章末整合
一、四大平衡不同点的比较 广义的化学平衡包括狭义的化学平衡、电离平衡、水 解平衡、沉淀溶解平衡。这四个方面的平衡被称为四大化 学平衡。四大平衡是中学化学知识结构的核心内容之一， 起到了支点的作用。
助学园地
阅卷现场
1．研究对象不同 平衡 化学平衡 类型 研究 可逆的化 对象 学反应 工业 合成氨 电离平衡 溶液中的 弱电解质 水解平衡 沉淀－ － － 2. 酸式弱酸根离子如 HCO－ 、 HS 、 HSO 既不能与 OH 3 3
大量共存，又不能与 H 大量共存。
3. 有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存， 如 Ba2＋、
－ 2－ Ca2＋、Mg2＋、Ag＋等不能与 SO2 、 CO 4 3 等大量共存。
能够水解 溶液中的难 的盐类 溶电解质
举例
溶液中的氯 碳酸钠、 醋酸溶液、 化银、硫酸 氯化铁、 氨水等 钡、氢氧化 醋酸铵等 铁等
助学园地
阅卷现场
2.描述方法不同
(1)化学平衡常数 对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一温
[cC]p· [cD]q 度下达到平衡时，K＝ 。 [cA]m· [cB]n (2)平衡转化率 对于一般的化学反应：aA＋bB cC＋dD，达到平衡时反应
H＋＋OH－。水的电离程度大小是用离子积(KW)来表示的，
2016《名师面对面》高考化学一轮复习课件 专题讲座7中学化学中的 “四大平衡”及平衡常数
沉淀，当溶液中有多种离子均能与所加试剂形成沉淀时，则溶
度积越小的先形成沉淀，这也成为除杂的重要依据。 (6)分析离子的存在形式时要考虑弱酸弱碱虑酸碱盐对水电离的影
响。
第八章 水溶液中的离子平衡
高三一轮总复习 · 化学
化学平衡常数 (K) 、电离常数 (Ka) 、溶度积常数
高三一轮总复习 · 化学
第八章 水溶液中的离子平衡
第八章
水溶液中的离子平衡
高三一轮总复习 · 化学
专题讲座七 中学化学中的 “四大平衡”及平衡常数
第八章
水溶液中的离子平衡
高三一轮总复习 · 化学
一、命题特点
化学平衡、电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡，这四个 方面的平衡称为四大化学平衡。四大平衡理论是中学化学知识 结构的核心内容之一，起到了支点的作用。它与元素化合物知 识、工农业生产、人们的日常生活联系密切，是高考的必考
第八章 水溶液中的离子平衡
高三一轮总复习 · 化学
【解析】化学平衡常数是一个温度常数，与浓度、压强、 催化剂无关，A错；弱电解质的电离过程是吸热过程，温度升 高促进弱酸的电离，Ka增大，B错误；沉淀转化的实质是由相 对难溶解的转化为更难溶解的，由 Ksp(AgCl)>Ksp(AgI) ，可知
AgI 更难溶于水，沉淀可以转化， C 正确； Ka 越大，说明醋酸
(3)平衡常数只受温度影响：温度改变，平衡常数改变，平 衡将发生移动；其他外界条件可能影响平衡状态，使平衡发生
移动，但是不影响平衡常数。
第八章 水溶液中的离子平衡
高三一轮总复习 · 化学
(4)一般来说，平衡常数可以用来判断强弱关系：化学平衡
常数越小，越难转化；电离平衡常数越小，说明电离能力越弱
专题大看台中学化学中的四大平衡公开课一等奖优质课大赛微课获奖课件
(2)电离平衡 弱电解质在溶液中不能完全电离，电离同时，溶液中离 子又能够结合为弱电解质分子．影响弱电解质电离原因 主要是浓度及温度．
(3)水解平衡 盐类水解主线原因是：一些盐类溶解于水后，其电离出 阴、阳离子与水电离出H＋、OH－结合，对水电离平衡 造成了影响，即增进了水电离平衡，使水电离平衡向正 反应方向移动，造成溶液中氢离子浓度、氢氧根离子浓 度发生改变．盐类水解规律下列：
在一温度下达到平衡时，K＝ccmpCA··ccqnDB.
(2)平衡转化率
对于一般的化学反应：aA＋b
cC＋dD，达到平衡时
反应物A的转化率为：α(A)＝
A的初始浓度－A的平衡浓度 A的初始浓度
×100%＝c0Ac0－AcA×100%.
第9页
• 注意：同一个反应中，反应物能够是各 种，但不同反应物转化率可能不同；增 大一个反应物浓度，能够提升其它反应 物转化率．工业生产中经常提升廉价原 料百分比，从而增大其它原料利用率．
第1页
广义化学平衡包括狭义化学平衡、电离平衡、水解 平衡．沉淀溶解平衡．这四个方面平衡被称为四大化学 平衡．四大平衡是中学化学知识结构关键内容之一，起 到了支点作用．
第2页
• 一、四大平衡不同点比较 • 1．研究对象不同
平衡 化学 电离平衡
类型 平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
研究 可逆化学 溶液中弱电
第15页
三、“守恒法”在四大平衡中应用 复习弱电解质电离平衡和盐类水解平衡时，巧用守恒
思想，可使复习效果事半功倍． 1．电荷守恒
电解质溶液中正负电荷总数相等，利用电荷守恒式可求 解某一离子物质量浓度及判断溶液中离子浓度大小顺序， 如CH3COONa溶液中存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝ c(CH3COO－)＋c(OH－)，因溶液呈碱性，则c(Na＋)> c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)．
高考化学总复习 第8章 强化1节 探究四大平衡精品课件 新人教版
第二十页，共24页。
(2)用 0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 mL 某未知浓度 的 CH3COOH 溶液，滴定曲线如图所示。其中 A 点所示溶液 中 c(CH3COO－)＝2c(CH3COOH)，C 点所示溶液中存在： c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)。则 CH3COOH 的电离 常数 Ka＝________，CH3COOH 的实际浓度为________。
第十三页，共24页。
【解析】 因 Ksp[Mg(OH)2]>Ksp[Cu(OH)2]，所以向 MgCl2 和 CuCl2 混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成 Cu(OH)2 沉淀。 书写离子方程式时注意 NH3·H2O 是弱电解质，应写分子形式。
【答案】 Cu(OH)2 Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋ 2NH＋ 4
第十四页，共24页。
2．工业废水中常含有一定量的 Cr2O27－和 CrO42－，它们会 对人类及生态系统产生很大损害，必须进行处理。常用的处理
方法是还原沉淀法。
该法的工艺流程为：
CrO42－①―H―转＋→化Cr2O27－②―F―还e2→＋原Cr3＋③―O沉 ―H→淀－ Cr(OH)3↓
其中第①步存在平衡：2CrO42－(黄色)＋2H＋ 色)＋H2O
pC(g)＋qD(g)，在
第四页，共24页。
(2)电离常数 Ka 或 Kb ①对于一元弱酸 HA：HA cH＋·cA－ cHA
H＋＋A－，电离常数 Ka＝
②对于一元弱碱 BOH：BOH ＝cB＋·cOH－
cBOH
B＋＋OH－，电离常数 Kb
(3)水的离子积常数——水的稀溶液
Kw＝c(H＋)·c(OH－)=2=5=℃==1×10－14
(2)用 0.100 0 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 mL 某未知浓度 的 CH3COOH 溶液，滴定曲线如图所示。其中 A 点所示溶液 中 c(CH3COO－)＝2c(CH3COOH)，C 点所示溶液中存在： c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)。则 CH3COOH 的电离 常数 Ka＝________，CH3COOH 的实际浓度为________。
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【解析】 因 Ksp[Mg(OH)2]>Ksp[Cu(OH)2]，所以向 MgCl2 和 CuCl2 混合溶液中逐滴加入氨水，首先生成 Cu(OH)2 沉淀。 书写离子方程式时注意 NH3·H2O 是弱电解质，应写分子形式。
【答案】 Cu(OH)2 Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋ 2NH＋ 4
第十四页，共24页。
2．工业废水中常含有一定量的 Cr2O27－和 CrO42－，它们会 对人类及生态系统产生很大损害，必须进行处理。常用的处理
方法是还原沉淀法。
该法的工艺流程为：
CrO42－①―H―转＋→化Cr2O27－②―F―还e2→＋原Cr3＋③―O沉 ―H→淀－ Cr(OH)3↓
其中第①步存在平衡：2CrO42－(黄色)＋2H＋ 色)＋H2O
pC(g)＋qD(g)，在
第四页，共24页。
(2)电离常数 Ka 或 Kb ①对于一元弱酸 HA：HA cH＋·cA－ cHA
H＋＋A－，电离常数 Ka＝
②对于一元弱碱 BOH：BOH ＝cB＋·cOH－
cBOH
B＋＋OH－，电离常数 Kb
(3)水的离子积常数——水的稀溶液
Kw＝c(H＋)·c(OH－)=2=5=℃==1×10－14
2016《名师面对面》高考化学一轮复习专题讲座7中学化学中的四大平衡及平衡常数专题集训
必考部分 第八章 专题讲座七1.(2014重庆卷节选)氢能是重要的新能源。
储氢作为氢能利用的关键技术，是当前关注的热点之一。
储氢还可借助有机物，如利用环己烷和苯之间的可逆反应来实现脱氢和加氢：。
某温度下，向恒容密闭容器中加入环己烷，起始浓度为a mol/L ，平衡时苯的浓度为b mol/L, 该反应的平衡常数K ＝________________。
【答案】27b 4a －bmol 3/L 32．(2013广东卷节选)在溶液中存在化学平衡：I 2(aq)＋I －(aq)I －3(aq)，其平衡常数表达式为__________。
【答案】K ＝c (I －3)c (I 2)·c (I －)3．(2013山东卷节选)(1)利用“化学蒸气转移法”制备TaS 2晶体，发生如下反应：TaS 2(s)＋2I 2(g)TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0反应的平衡常数表达式K ＝________________。
(2)25 ℃时，H 2SO 3HSO －3＋H ＋的电离常数K a ＝1×10－2mol·L －1，则该温度下NaHSO 3水解反应的平衡常数K b ＝________mol·L －1。
若向NaHSO 3溶液中加入少量的I 2，则溶液中c (H 2SO 3)c (HSO －3)将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
【答案】(1)c (TaI 4)·c (S 2)c 2(I 2) (2)1.0×10－12增大【解析】通过H 2SO 3HSO －3＋H ＋，得到K a ＝c (HSO －3)·c (H ＋)c (H 2SO 3)，HSO －3水解方程式为HSO －3＋H 2O H 2SO 3＋OH －，则K b ＝ c (H 2SO 3)·c (OH －)c (HSO －3)＝c (H 2SO 3)·K w c (H 2SO －3)·c (H ＋)＝K w K a ＝1.0×10－141.0×10－2＝1.0×10－12；当加入少量I 2时，根据反应H 2SO 3＋I 2＋H 2O===4H ＋＋SO 2－4＋2I －，溶液的酸性增强，但此时温度不变，K w 不变，即c (H 2SO 3)·K w c (H 2SO －3)·c (H ＋)不变，则c (H 2SO 3)c (HSO －3)增大。
四大平衡总结
发进行
§3电解池
电能转化为化学能， 外界能量推动
§4金属的电化学腐蚀与防护
V．煅烧FeCO3，得到Fe2O3固体 已知：NH4HCO3在热水中分解。
……
（2）II中，需加一定量硫酸，运用化学平衡原理简述硫
酸的作用；
（3）写出III中生成的FeCO3离子方程式。
4. 勒夏特列原理的综合应用（图像题）
（2011安徽）电镀废液中Cr2O72-可通过下列反应转化 成铬黄（PbCrO4）： Cr2O72-(aq)+2Pb2+(aq)+H2O(l) 2PbCrO4(s)+2H+(aq) ΔH< 0 该反应达平衡后，改变横坐标表示的反应条件，下列 示意图正确的是（ A ）
月考第15题D选项。
二、考查重点
1. 平衡的建立和平衡判据 平衡的本质：v正=v逆，各物质浓度保持不变。 反应过程中一直改变的物理量不再变化时， 说明反应达到平衡。 恒容或恒压条件下，密度和平均摩尔质量。
2. 溶液中离子浓度的比较 例：向0.1mol/L NaOH溶液中逐滴滴加0.1mol/L CH3COOH溶液，比较各种离子浓度的大小。 抓住主要过程，充分利用守恒。
应用 生成 溶解 转化
溶度积
§2 水的电离和溶液
的酸碱性
综合运用
水是极弱电解质→
水(稀溶液)离子积为
常数→稀溶液酸碱性
及表示方法pH→pH
应用
§3 盐类的水解 水的电离平衡
＋弱电解质的生 成→盐类水解→水 解的应用(平衡移动)
第四章 电化学基础
电化学基础
氧化还原反应
§1原电池 §2化学电源
化学能转化 为电能，自
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（ B ） 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. HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
§3电解池
电能转化为化学能， 外界能量推动
§4金属的电化学腐蚀与防护
V．煅烧FeCO3，得到Fe2O3固体 已知：NH4HCO3在热水中分解。
……
（2）II中，需加一定量硫酸，运用化学平衡原理简述硫
酸的作用；
（3）写出III中生成的FeCO3离子方程式。
4. 勒夏特列原理的综合应用（图像题）
（2011安徽）电镀废液中Cr2O72-可通过下列反应转化 成铬黄（PbCrO4）： Cr2O72-(aq)+2Pb2+(aq)+H2O(l) 2PbCrO4(s)+2H+(aq) ΔH< 0 该反应达平衡后，改变横坐标表示的反应条件，下列 示意图正确的是（ A ）
月考第15题D选项。
二、考查重点
1. 平衡的建立和平衡判据 平衡的本质：v正=v逆，各物质浓度保持不变。 反应过程中一直改变的物理量不再变化时， 说明反应达到平衡。 恒容或恒压条件下，密度和平均摩尔质量。
2. 溶液中离子浓度的比较 例：向0.1mol/L NaOH溶液中逐滴滴加0.1mol/L CH3COOH溶液，比较各种离子浓度的大小。 抓住主要过程，充分利用守恒。
应用 生成 溶解 转化
溶度积
§2 水的电离和溶液
的酸碱性
综合运用
水是极弱电解质→
水(稀溶液)离子积为
常数→稀溶液酸碱性
及表示方法pH→pH
应用
§3 盐类的水解 水的电离平衡
＋弱电解质的生 成→盐类水解→水 解的应用(平衡移动)
第四章 电化学基础
电化学基础
氧化还原反应
§1原电池 §2化学电源
化学能转化 为电能，自
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（ B ） 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. HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
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水溶液的
酸碱性 酸性
举例
溶液中的
弱电解质 NH3· 2O H
c(H＋)与c(OH－)
比较 c(H＋)>c(OH－)
NH4Cl
酸盐
强酸强 碱盐
碱性
CH3COONa CH3COOH c(H＋)<c(OH－)
中性
NaCl
无
c(H＋)＝c(OH－)
影响盐类水解的主要因素是温度和浓度．温度越高，越 利于水解，所以温度高的碳酸钠溶液比温度低的碳酸钠 溶液碱性强；盐的浓度越小，水解程度越大，加水稀释 有利于盐类水解反应的进行．
勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件(如 温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向 移动． (1)浓度的改变．增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡
向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓
度，平衡向逆反应方向移动．
(2)温度的改变．升高温度，平衡向吸热的方向移动，如合 成氨反应的平衡向逆反应方向移动；降低温度，平衡 向放热的方向移动，如合成氨反应的平衡向正反应方 向移动． (3)压强的改变．增大压强，平衡向气态物质体积减小的方 向进行，如合成氨反应的平衡向正反应方向移动；减
小压强，平衡向气态物质体积增大的方向移动，如合
成氨反应的平衡向逆反应方向移动． 可以应用该原理解释电离平衡、盐类的水解平衡、沉 淀溶解平衡中条件的改变对平衡移动方向的影响．
三、“守恒法”在四大平衡中的应用
复习弱电解质的电离平衡和盐类的水解平衡时，巧用
守恒思想，可使复习效果事半功倍． 1．电荷守恒 电解质溶液中正负电荷总数相等，运用电荷守恒式可求 解某一离子的物质的量浓度及判断溶液中离子浓度大小 的顺序，如CH3COONa溶液中存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝ c(CH3COO－)＋c(OH－)，因溶液呈碱性，则c(Na＋)>
离的因素主要是浓度及温度．
(3)水解平衡 盐类水解的根本原因是：某些盐类溶解于水后，其电离 出的阴、阳离子与水电离出的H＋、OH－结合，对水的 电离平衡造成了影响，即促进了水的电离平衡，使水的
电离平衡向正反应方向移动，导致溶液中的氢离子浓度、
氢氧根离子浓度发生变化．盐类水解的规律如下：
盐的
类别 强酸弱 碱盐 强碱弱
(4)沉淀解平衡 难溶电解质在水溶液中并不是完全不溶，其溶解产生 的离子脱离难溶物进入溶液，溶液中的离子又会结合 成难溶电解质．影响沉淀溶解平衡的因素主要是浓度、
温度和能与难溶电解质相应离子反应的其他离子．
3．描述方法不同 (1)化学平衡常数
对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，
1．可逆性 所有的平衡都建立在可逆“反应”的基础上，也就是说 上述四种平衡都对应着一种可逆变化， 如下表： 平衡 化学平衡 电离平衡 水解平衡 化学反应 弱电解质 中的可逆 电离的可 反应 逆性
沉淀溶解
平衡 难溶电解 质溶解的 可逆性
可逆
反应
盐类水解
的可逆性
相同点
这些平衡背后的变化都具有可逆性
2．都可以用勒夏特列原理来解释
cpC·qD c 在一温度下达到平衡时，K＝ m . c A·nB c (2)平衡转化率 对于一般的化学反应：aA＋bB cC＋dD，达到平衡时 A的初始浓度－A的平衡浓度 反应物A的转化率为：α(A)＝ A的初始浓度 c0A－cA ×100%＝ ×100%. c0A
＋ －
②对于一元弱酸BOH：BOH B＋＋OH－，平衡常数
cOH－· － cB K＝ . cBOH
(4)水的离子积
水可以发生微弱的电离：2H2O H3O＋＋OH－，或者表示 为：H2O H＋＋OH－.水的电离程度大小是用离子积(KW)
c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)．
2．元素(原子团)守恒 电解质溶液中的某些元素或原子团存在“守恒关系”， 如NH4Cl溶液中存在氮元素守恒：c(NH3· 2O)＋c(NH H
＋
4
)
＝c(Cl－)．这种守恒思想的合理利用往往可以使解题化难 为易．
3．质子守恒
电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存 在质子(H＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变， 称为质子守恒．如在NaHS溶液中，存在NaHS的电离 和水解及H2O的电离，其质子转移情况可作如下分析：
注意：同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反 应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可 以提高其他反应物的转化率．工业生产中常常提高廉 价原料的比例，从而增大其他原料的利用率．
(3)电离平衡常数
＋ － ①对于一元弱酸HA：HA H ＋A ，平衡常数K＝
cH · cA . cHA
－ ＋ － －
4
的电离程度大于水
[答案] D
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对象
弱电解质 强酸弱碱盐及弱 电解质
酸弱碱盐
溶液中的氯化 工业合 醋酸溶液、 碳酸钠、氯化铁、 举例 银、硫酸钡、 成氨 氨水等 醋酸铵等 氢氧化铁等
2．产生原因及影响因素不同 中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的
因素也不完全相同．
(1)化学平衡 可逆反应中，正反应性．在0.1 mol/L KHC2O4 溶液中，下列关系正确的是
2 A．c(K＋)＋c(H＋)＝c(HC2O－)＋c(OH－)＋c(C2O4－) 4
(
)
B．c(HC2O4 )＋c(C2O2 )＝0.1 mol/L 4 C．c(C2O2－)<c(H2C2O4) 4 D．c(K )＝c(H2C2O4)＋c(HC2O4 )＋c(C2O2 ) 4
＋ － －
－
－
[解析] ①据电荷守恒应有：
－ 2 c(K＋)＋c(H＋)＝c(HC2O4 )＋c(OH－)＋2c(C2O4－)；
②据物料守恒应有： c(K )＝c(HC2O4 )＋c(C2O2 )＋c(H2C2O4)＝0.1 mol/L 4 ③因草酸氢钾溶液呈酸性，故HC2O 解程度，有c(C2O2－)＞c(H2C2O4)． 4
广义的化学平衡包括狭义的化学平衡、电离平衡、
水解平衡．沉淀溶解平衡．这四个方面的平衡被称为四 大化学平衡．四大平衡是中学化学知识结构的核心内容 之一，起到了支点的作用．
一、四大平衡不同点的比较
1．研究对象不同
平衡 化学 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
类型
研究
平衡
可逆的 化学反 应
能够水解的盐类， 溶液中的 包括强碱弱酸盐、 溶液中的难溶
根据质子守恒有c(H2S)＋c(H3O＋)＝c(S2－)＋c(OH－)，即 c(H2S)＋c(H＋)＝c(S2－)＋c(OH－)． 如：在K2S溶液中，H2O电离出的OH－存在如下关系： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)．
对于平衡理论的复习既要综合做好四种平衡的对比，找
出异同，又要区别对待，不能混淆．
平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反
应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与 生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡 状态”，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下， 反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、
压强、反应物及生成物的浓度等．
(2)电离平衡 弱电解质在溶液中不能完全电离，电离的同时，溶液中 的离子又可以结合为弱电解质的分子．影响弱电解质电
来表示的，KW＝c(H )· c(OH )，室温下，KW＝1.0×10 (5)溶度积常数 对于溶解平衡：AmBn(s)
＋
－
－14
.
n＋ m－ mA (aq)＋nB (aq)，Ksp＝
[c(An＋)]m· m－)]n，与其他平衡一样，Ksp仅受温度的影 [c(B 响．
二、四大平衡的相同点比较