2017届高三化学(通用版)二轮复习：第1部分 专题2 突破点10 四大平衡常数
2017高考化学二轮(通用版)复习逐题对点特训17 Word版含答案.pptx
学无止 境 正确；根据反应：Cu＋2H2SO4(浓)==△===CuSO4＋SO2↑＋2H2O，可求得 n(SO2)＝12
1 n(H2SO4)＝2×0.05 L×18.4 mol/L＝0.46 mol，但随着反应的进行，浓 H2SO4 变稀则 不再反应，故实际生成的 SO2 的分子数小于 0.46 NA，B 项错误；合成氨为可逆反应，
故转移电子数小于 0.6 NA，C 项错误；假设电解前后溶液的体积不变，根据反应： 2NaCl＋2H2O==电=解==2NaOH＋Cl2↑＋H2～2e－，可求得转移的电子的物质的量为 0.2
mol，故转移电子数为 0.2 NA，D 项错误。
9．A、B、C、D、E 五种短周期元素，其原子序数逐渐增大。元素 A 的单质是 密度最小的气体，元素 B 的单质存在两种以上同素异形体，且其中一种是自然界中 硬度最大的单质，元素 D 的最外层电子数是次外层电子数的三倍。B、C、D、E 四 种元素均能与 A 形成电子数相等的四种分子，且化合物中各原子的个数比如下表：
化合物
甲
乙
丙
丁
原子个数比 B∶A＝1∶3 C∶A＝1∶2 D∶A＝1∶1 E∶A＝1∶1
下列说法正确的是( D )
A. 元素 E 在元素周期表中的位置为第二周期第ⅦA 族
B. 原子半径：A＜B＜C＜D
C．A、C、E 中三种元素或任意两种元素形成的物质中只可能含有共价键
高中化学中的“四大平衡”专题复习
2021/10/10
9
3. 都存在平衡常数K
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
平衡常数
K
Ka（Kw）
Kh
Ksp
K仅受温度 影响； K越大，反应的正向进行程度 越大；
可以用Qc和K判断衡移动的方向。
Q＞K，平衡 逆向 移动
Q = K，化学达平衡状态
Q＜K，平衡 正向 移动
写出下列反应的平衡常数 mA (g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
—高中化学四大平衡
化学平衡
电离平衡 四大平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
一、四大平衡的共同点 1. 所有的平衡都建立在可逆“反应”的基础上
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
盐中的 溶质与其
研究对象 可逆反应 弱电解质 “弱”离 饱和液的
子
共存体系
平衡特点
逆、等、定、动、变
2. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动
电离平衡、水解平衡、溶解平衡的比较
类型 电离平衡
水解平衡
溶解平衡
实例 升温
C H 3 C O O H C H 3 C O O - + H +
平衡右移,K增 大,c(H+)增大, 电离度增大
N H 4 + + H 2 O F e ( O H ) 3 ( s ) N H 3 · H 2 O + H + F e 3 + ( a q ) + 3 O H - ( a q )
化学平衡移动小结:
影响平衡的条件 增大反应物
浓 减小生成物 度
减小反应物
增大生成物
压 增大压强 强 减小压强
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
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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。
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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
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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，
高中化学复习专题：四大平衡常数的重要应用
专题讲座四大平衡常数的重要应用四大平衡常数是指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常数及难溶电解质的溶度积常数,这部分知识为新课标的热考内容,在高考题中出现频繁.该类试题常与生产、生活、环境及新技术的应用相联系,信息量大,思维容量高.侧重考查考生阅读相关材料,把握和提炼关键信息或数形结合等综合分析能力,数据处理及计算能力、知识的迁移应用能力.项目化学平衡常数(K) 电离平衡常数(K a、K b)水的离子积常数(K W)难溶电解质的溶度积常数(K sp)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,这个常数就是该反应的化学平衡常数.在一定条件下弱电解质达到电离平衡时,弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度的乘积之比是一个常数,这个常数称为电离平衡常数.水或稀的水溶液中c(OH－)与c(H＋)的乘积.在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之积为常数.表达对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)(1)对于一元弱酸HA：HA H＋＋A－,电K W＝c(OHM m A n的饱和溶式p C(g)＋q D(g),在一定温度下达到平衡时：K＝c p（C）·c q（D）c m（A）·c n（B）.离常数K a＝c（H＋）·c（A－）c（HA）；(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－,电离常数K b＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）.－)·c(H＋)液：K sp＝c m(M n＋)·c n(A m－)影响因素只与温度有关只与温度有关,升温,K值增大只与温度有关,温度升高,K W增大只与难溶电解质的性质和温度有关一、化学平衡常数4.酸、碱、能水解的盐溶液中水电离出的c (H ＋)或c (OH－)的计算.对策 K W 只与温度有关,升高温度,K W 增大；在稀溶液中,c (H＋)·c (OH －)＝K W ,其中c (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.四、难溶电解质的溶度积常数常考题型 1.溶解度与K sp 的相关转化与比较；2.沉淀先后的计算与判断；3.沉淀转化相关计算；4.金属沉淀完全的pH 及沉淀分离的相关计算；5.与其他平衡(如氧化还原平衡、配位平衡)综合的计算；6.数形结合的相关计算等.对策 应用K sp 数值大小比较物质的溶解度大小时,一定是在组成上属于同一类型的难溶电解质才能进行比较,否则,不能比较；在判断沉淀的生成或转化时,把离子浓度数值代入K sp 表达式,若数值大于K sp ,沉淀可生成或转化为相应难溶物质；利用K sp 可计算某些沉淀转化反应的化学平衡常数.【例1】 利用“化学蒸气转移法”制备TaS 2晶体,发生反应：TaS 2(s)＋2I 2(g)TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0.该反应的平衡常数表达式K ＝________________,若K ＝1,向某恒容容器中加入1 mol I 2(g)和足量TaS 2(s),试求I 2(g)的平衡转化率(列式计算).解析：平衡常数表达式为K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）,设容器体积为1 L ,生成TaI 4的物质的量为x ,则TaS 2(s)＋2I 2(g) TaI 4(g)＋S 2(g) ΔH >0起始（mol·L －1）1 0 0 变化（mol·L －1）2x x x 平衡（mol·L －1）1－2x x x K ＝c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）＝x 2（1－2x ）2＝1,x ＝13,I 2的转化率为13×2÷1×100%≈66.7%.答案：c （TaI 4）c （S 2）c 2（I 2）见解析 【例2】 已知某温度下CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,现向10 mL 浓度为0.1 mol·L －1的CH 3COOH 溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中( )A ．水的电离程度始终增大B.c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）先增大再减小 C ．c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和始终保持不变D ．当加入氨水的体积为10 mL 时,c (NH ＋4)＝c (CH 3COO －)解析：酸碱均抑制水的电离,向CH 3COOH 溶液中滴加氨水,水的电离程度先增大,当恰好完全反应后,再滴加氨水,水的电离程度减小,A 错误；因为氨水的电离常数K b ＝c （OH －）·c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝c （H ＋）·c （OH －）·c （NH ＋4）c （H ＋）·c （NH 3·H 2O ）,所以c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）＝K b ·c （H ＋）K W ,因为温度不变K b 、K W 不变,随氨水的加入c (H ＋)减小,c （NH ＋4）c （NH 3·H 2O ）不断减小,B 错误；加入氨水,体积变大,c (CH 3COOH)与c (CH 3COO －)之和变小,C 错误；当加入氨水的体积为10 mL 时,氨水与CH 3COOH 恰好反应,CH 3COOH 和NH 3·H 2O 的电离常数相等,故CH 3COO －和NH＋4的水解程度相同,溶液呈中性,由电荷守恒可得c(NH＋4)＝c(CH3COO－),D 正确.答案：D【例3】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 WB．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)C．图中T1＜T2D．XZ线上任意点均有pH＝7解析：水的离子积常数表达式为：K W＝c(H＋)·c(OH－),适用于水及稀的水溶液,A项正确；观察题中图示,XZ线表示溶液呈中性,c(H＋)＝c(OH－),M区域溶液呈碱性,c(OH－)>c(H＋),B项正确；H2O(l)H＋(aq)＋OH－(aq)ΔH>0,升高温度平衡正向移动,图中Z点K W＝10－6.5×10－6.5＝10－13大于X点的K W＝10－7×10－7＝10－14,所以T2>T1,C项正确；XZ线上任意点表示溶液呈中性,由于各点温度不同,但pH不一定为7,D项错误.答案：D【例4】(2016·常州模拟)已知25 ℃时,K a(HF)＝6.0×10－4,K sp(MgF2)＝5.0×10－11.现向1 L 0.2 mol·L－1 HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L－1 MgCl2溶液.下列说法中正确的是()A．25 ℃时,0.1 mol·L－1溶液中pH＝1B．0.2 mol·L－1 MgCl2溶液中离子浓度关系为2c(Mg2＋)＝c(Cl－)＞c(H＋)＝c(OH－)C．2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq),该反应的平衡常数K＝1.2×107D．该反应体系中有MgF2沉淀生成解析：A项,HF是弱酸,25 ℃时,0.1 mol·L－1 HF溶液中pH＞1,错误；B 项,MgCl2属于强酸弱碱盐,离子浓度关系为2c(Mg2＋)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－),错误,C项,2HF(aq)＋Mg2＋(aq)MgF2(s)＋2H＋(aq),该反应的平衡常数K＝K2a（HF）K sp（MgF2）＝7.2×103,错误；D项,该反应体系中c(Mg2＋)·c2(F－)＞K sp(MgF2),有MgF2沉淀生成,正确.答案：D1．化学平衡常数(K)、弱酸的电离平衡常数(K a)、难溶物的溶度积常数(K sp)是判断物质性质或变化的重要的平衡常数.下列关于这些常数的说法中,正确的是()A．平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关B．当温度升高时,弱酸的电离平衡常数K a变小C．K sp(AgCl) > K sp(AgI),由此可以判断AgCl(s) ＋I－(aq)===AgI(s)＋Cl－(aq)能够发生D．K a(HCN) < K a(CH3COOH) ,说明物质的量浓度相同时,氢氰酸的酸性比醋酸强解析：平衡常数的大小与温度有关,A不正确；电离是吸热的,加热促进电离,电离常数增大,B不正确；酸的电离常数越大,酸性越强,D不正确.答案：C2．已知常温下反应,①NH3＋H＋NH＋4(平衡常数为K1),②Ag＋(aq)＋Cl－(aq)AgCl(s)(平衡常数为K2),③Ag＋＋2NH3[Ag(NH3)2]＋(平衡常数为K3).①、②、③的平衡常数关系为K1>K3>K2,据此所做的以下推测合理的是() A．氯化银不溶于氨水B．银氨溶液中加入少量氯化钠有白色沉淀C．银氨溶液中加入盐酸有白色沉淀D．银氨溶液可在酸性条件下稳定存在解析：因为K3>K2,所以Ag＋与NH3的络合能力大于Ag＋与Cl－之间的沉淀能力,AgCl溶于氨水,A、B错误；由于K1>K3,所以在Ag(NH3)＋2Ag＋＋2NH3中加入HCl,有H＋＋NH3NH＋4,致使平衡右移,c(Ag＋)增大,Ag＋＋Cl－===AgCl↓,D错误,C正确.答案：C3．T℃时,将6 mol A和8 mol B充入2 L密闭容器中,发生反应：A(g)＋3B(g)C(g)＋D(g),容器中B的物质的量随时间变化如图中实线所示.图中虚线表示仅改变某一反应条件时,H2的物质的量随时间的变化.下列说法正确的是()A．从反应开始至a点时A的反应速率为1 mol·L－1·min－1B．若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温,则该反应的ΔH＞0C．曲线Ⅱ对应的条件改变是增大压强D．T℃时,该反应的化学平衡常数为0.125解析：由图象可知,反应开始至a点时v(B)＝1 mol·L－1·min－1,则v(A)＝1 3mol·L－1·min－1,A项错误；曲线Ⅰ相对于实线先达到平衡,但B的转化率减小,则该反应ΔH＜0,B项错误；曲线Ⅱ相对于实线先达到平衡,B的转化率增大.若增大压强,平衡右移,B的转化率增大,C项正确；根据b点的数据计算可知：T℃时,该反应的化学平衡常数为0.5,D项错误.答案：C4．部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCOOH HCN H2CO3A．2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO2－3B．2HCOOH＋CO2－3===2HCOO－＋H2O＋CO2↑C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者解析：根据电离平衡常数,HCN的电离程度介于H2CO3的一级电离和二级电离之间,因此A中反应错误,应为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO－3.HCOOH 的电离程度大于H2CO3的一级电离,因此B正确.等pH的HCOOH和HCN,HCN 溶液的浓度大,中和等体积、等pH的HCOOH和HCN,后者消耗NaOH的量大,C正确.在HCOONa和NaCN中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－),c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CN－)＋c(OH－).等浓度的HCOONa和NaCN溶液,NaCN水解程度大,溶液中OH－浓度大,H＋浓度小.根据电荷守恒,两溶液中离子总浓度为2[c(Na＋)＋c(H＋)],而Na＋浓度相同,H＋浓度后者小,因此等体积、等浓度的两溶液中离子总数前者大于后者,D正确.答案：A5．已知：25 ℃时,K sp(MgCO3)＝6.8×10－6,K sp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11,下列说法正确的是()A．25 ℃时,饱和MgCO3溶液与饱和Mg(OH)2溶液相比,前者c(Mg2＋)小B．25 ℃时,在MgCO3的悬浊液中加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)增大C．25 ℃时,MgCO3固体在0.01 mol·L－1醋酸溶液中的K sp比在0.01 mol·L－1醋酸钠溶液中的K sp小D．25 ℃时,在Mg(OH)2悬浊液中加入Na2CO3溶液后,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3解析：K sp小的对应离子浓度小,A错误；MgCO3悬浊液是过饱和了,加入少量NH4Cl固体,c(Mg2＋)不变,B错误；K sp只受温度影响,温度不变K sp不变,C错误,根据K sp,Mg(OH)2比MgCO3更难溶,Mg(OH)2不可能转化为MgCO3,D正确.答案：D6．运用化学反应原理研究卤族元素的性质具有重要意义.(1)下列关于氯水的叙述正确的是________(填写符号).a．氯水中存在两种电离平衡b．向氯水中通入SO2,其漂白性增强c．向氯水中通入氯气,c（H＋）c（ClO－）减小d．加水稀释氯水,溶液中的所有离子浓度均减小e．加水稀释氯水,水的电离平衡向正反应方向移动f．向氯水中加入少量固体NaOH,可能有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)(2)常温下,已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数：写出84______________________________________________________.(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,所得溶液pH＝7,则c1____0.1 mol·L－1(填“≥”“＝”或“≤”),溶液中离子浓度的大小关系为________________________________.若将上述“0.1 mol·L－1的一元酸HA”改为“pH＝1的一元酸HA”,所得溶液pH仍为7,则c1________0.1 mol·L－1.(4)牙釉质对牙齿起着保护作用,其主要成分为羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH],研究证实氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]比它更能抵抗酸的侵蚀,故含氟牙膏已使全世界千百万人较少龋齿,请写出羟基磷灰石的溶度积常数表达式K sp ＝__________________________,氟离子与之反应转化的离子方程式为_____________________________________________________.解析：(1)氯水中存在次氯酸的电离和水的电离两种平衡；向氯水中通入SO 2,二者反应生成硫酸和盐酸,其漂白性减弱；当氯水饱和时再通氯气,c （H ＋）c （ClO －）不变,若氯水不饱和再通氯气,酸性增强会抑制次氯酸的电离,故比值增大；加水稀释氯水,溶液中的OH －浓度增大；加水稀释氯水,酸性减弱,对水的电离抑制作用减弱,故水的电离平衡向正反应方向移动；向氯水中加入少量固体NaOH ,当溶液呈中性时,根据电荷守恒可推导出：c (Na ＋)＝c (Cl －)＋c (ClO －).(2)由于次氯酸的酸性介于碳酸的两级电离常数之间,因此84消毒液露置在空气中与二氧化碳反应只能生成碳酸氢钠.(3)当HA 为强酸时二者浓度相等,为弱酸时由于生成的盐因水解显碱性,则酸要稍过量.离子浓度大小比较时可根据电荷守衡进行推导.(4)沉淀转化的实质是由难溶的物质转化为更难溶的物质.答案：(1)aef (2)ClO －＋CO 2＋H 2O===HClO ＋HCO －3 2HClO=====光照2H ＋＋2Cl －＋O 2↑(3)≤ c (Na ＋)＝c (A －)>c (OH －)＝c (H ＋) ≥(4)c 5(Ca 2＋)·c 3(PO 3－4)·c (OH －) Ca 5(PO 4)3OH ＋F －===Ca 5(PO 4)3F ＋OH －7．弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶物的溶解平衡均属于化学平衡.Ⅰ.已知H 2A 在水中存在以下平衡：H 2AH ＋＋HA －,HA －H ＋＋A 2－.(1)相同浓度下,NaHA 溶液的pH________(填“大于”“小于”或“等于”)Na 2A 溶液的pH.(2)某温度下,若向0.1 mol·L －1的NaHA 溶液中逐滴滴加0.1 mol·L －1 KOH 溶液至溶液呈中性.此时该混合溶液中下列关系中,一定正确的是________.a ．c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14b ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)c ．c (Na ＋)＞c (K ＋)d ．c (Na ＋)＋c (K ＋)＝0.05 mol·L －1(3)已知常温下H 2A 的钙盐(CaA)饱和溶液中存在以下平衡： CaA(s)Ca 2＋(aq)＋A 2－(aq) ΔH ＞0.①降低温度时,K sp ________(填“增大”“减小”或“不变”).②滴加少量浓盐酸,c (Ca 2＋)________(填“增大”“减小”或“不变”).Ⅱ.含有Cr 2O 2－7的废水毒性较大,某工厂废水中含5.00×10－3 mol ·L－1的Cr 2O 2－7.为使废水能达标排放,做如下处理：Cr 2O 2－7――→绿矾H ＋Cr 3＋、Fe 3＋――→石灰水Cr(OH)3、Fe(OH)3(1)该废水中加入绿矾(FeSO 4·7H 2O)和稀硫酸,发生反应的离子方程式为______________________________________________________________________.(2)欲使10 L 该废水中的Cr 2O 2－7完全转化为Cr 3＋,理论上需要加入________gFeSO 4·7H 2O.(3)若处理后的废水中残留的c (Fe 3＋)＝2×10－13 mol ·L －1,试求残留的Cr 3＋的浓度(已知：K sp [Fe(OH)3]＝4.0×10－38,K sp [Cr(OH)3]＝6.0×10－31).解析：Ⅰ.(1)由“越弱越水解”可知,酸性H 2A>HA －,则NaHA 溶液的碱性弱于Na 2A 溶液.(2)温度不确定,所以c (H ＋)·c (OH －)不一定为1×10－14；由电荷守恒可知中,c (H ＋)＋c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－)＋c (OH －),由于溶液呈中性,则c (H ＋)＝c (OH －),c (Na ＋)＋c (K ＋)＝c (HA －)＋2c (A 2－).若两溶液的体积相同,则是最终溶液为Na2A,呈碱性,所以KOH溶液的体积相对小,等浓度的情况下,必然c(Na＋)＞c(K＋),c(Na＋)＋c(K＋)也不可能等于0.05 mol·L－1.(3)CaA(s)Ca2＋(aq)＋A2－(aq)ΔH＞0,降低温度,平衡左移,K sp减小；滴加少量浓盐酸,A2－被消耗,平衡右移,c(Ca2＋)增大.Ⅱ.(1)酸性条件下,Cr2O2－7有强氧化性、Fe2＋有还原性,两者发生氧化还原反应方程式为Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O.(2)m(FeSO4·7H2O)＝n(Fe2＋)·M(FeSO4·7H2O)＝6n(Cr2O2－7)·M(FeSO4·7H2O)＝6×5×10－3 mol·L－1×10 L×278 g·mol－1＝83.4 g.(3)c(Fe3＋)＝2×10－3 mol·L－1K sp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)·c3(OH－)＝4.0×10－38则c3(OH－)＝2×10－25 mol·L－1又K sp[Cr(OH)3]＝c(Cr3＋)·c3(OH－)＝6.0×10－31解得：c(Cr3＋)＝3×10－6 mol·L－1.答案：Ⅰ.(1)小于(2)bc(3)①减小②增大Ⅱ.(1)Cr2O2－7＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O(2)83.4 g(3)3×10－6 mol·L－1(详情见解析)8．(2016·武汉模拟)已知K、K a、K b、K W、K h、K sp分别表示化学平衡常数、弱酸的电离平衡常数、弱碱的电离平衡常数、水的离子积常数、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________.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,CH3COOH在水中的K a大于在饱和CH3COONa溶液中的K ad．一定温度下,在CH3COONa溶液中,K W＝K a·K h(2)25 ℃时,将a mol ·L －1的氨水与0.01 mol·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 3·H 2O 的电离平衡常数K b ＝________________.(3)25 ℃时,H 2SO 3HSO －3＋H ＋的电离常数K a ＝1×10－2mol ·L －1,则该温度下pH ＝3、c (HSO －3)＝0.1 mol·L －1的NaHSO 3溶液中c (H 2SO 3)＝________. (4)高炉炼铁中发生的反应有FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO 2(g) ΔH <0.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 2)＝0.020 mol·L －1,c (CO)＝0.1 mol·L －1,则此时反应速率是v (正)________(填“>”“<”或“＝”)v (逆).(5)已知常温下Fe(OH)3和Mg(OH)2的K sp 分别为8.0×10－38、1.0×10－11,向浓度均为0.1 mol ·L －1的FeCl 3、MgCl 2的混合溶液中加入碱液,要使Fe 3＋完全沉淀而Mg 2＋不沉淀,应该调节溶液pH 的范围是____________(已知lg2≈0.3).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,CH 3COOH 的电离平衡常数不变,c 选项错误.(2)根据电荷守恒得c (H ＋)＋c (NH ＋4)＝c (Cl －)＋c (OH －),因为c (NH ＋4)＝c (Cl －),所以c (H ＋)＝c (OH －),故溶液显中性.K b ＝c （NH ＋4）·c （OH －）c （NH 3·H 2O ）＝12×0.01×10－7a 2－12×0.01＝10－9a －0.01. (3)由K a ＝c （H ＋）·c （HSO －3）c （H 2SO 3）,代入数据得c (H 2SO 3)＝0.01 mol·L －1. (4)根据方程式可得K ＝c （CO 2）c （CO ）；设开始时c (CO)＝x mol ·L －1,平衡时c (CO 2)＝y mol ·L －1,则y x －y＝0.25,得x ＝5y ,则平衡时CO 的转化率为y x ＝y 5y ＝20%；Q c ＝c （CO 2）c （CO ）＝0.020.1＝0.20<0.25,故v (正)>v (逆).(5)K sp [Fe(OH)3]＝c (Fe 3＋)·c 3(OH －),Fe 3＋完全沉淀时c 3(OH －)＝8×10－3810－5,得c (OH －)＝2.0×10－11mol ·L －1,pH ＝3.3,Mg(OH)2开始沉淀时c 2(OH －)＝1.0×10－110.1＝1.0×10－10,得c (OH －)＝1×10－5mol ·L －1,pH ＝9,调节pH 范围为3.3～9.答案：(1)ad (2)中 10－9a －0.01(3)0.01 mol·L －1(4)c （CO 2）c （CO ） 20%> (5)3.3～9。
高2020届高2017级高三化学步步高二轮复习学案专题四
[考纲要求] 1.熟记并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号。
2.熟悉常见元素的化合价,能根据化合价正确书写化学式(分子式),或根据化学式判断元素的化合价。
3.掌握原子结构示意图、电子式等表示方法。
4.了解相对原子质量、相对分子质量的定义,并能进行有关计算。
5.了解元素、核素和同位素的含义。
6.了解原子的构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
7.了解原子核外电子排布规律。
8.掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
9.以第三周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
10.以ⅠA和ⅦA族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
11.了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质的递变规律。
12.了解化学键的定义。
了解离子键、共价键的形成。
考点一微粒结构及相互作用力原子结构、离子结构是物质结构的核心内容,同样也是高考的重要考点。
复习时,注意掌握常用规律,提高解题能力;重视知识迁移、规范化学用语。
根据考纲,应从以下五个方面掌握。
1.明确微粒间“三个”数量关系中性原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数＝原子序数阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数2.“四同”的判断方法判断的关键是抓住描述的对象。
(1)同位素——原子,如11H、21H、31H。
(2)同素异形体——单质,如O2、O3。
(3)同系物——有机化合物,如CH3CH3、CH3CH2CH3。
(4)同分异构体——有机化合物,如正戊烷、新戊烷。
3.巧记10e－微粒和18e－微粒的方法以Ne为出发点记忆10e－微粒以Ar为出发点记忆18e－微粒4.正确理解微粒间的作用力(1)强度：化学键>氢键>范德华力。
(2)范德华力与物质的组成、熔沸点：由分子构成的物质,若组成和结构相似,一般来说,物质的相对分子质量越大,范德华力越强,熔沸点越高。
高中化学“四大平衡”归纳总结
高中化学“四大平衡”归纳总结高中化学教材中，有一个平衡理论体系，包括溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡、络合平衡等。
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。
高中化学四大平衡知识点总结
高中化学四大平衡知识点总结在高中化学学习中，平衡反应是一个重要的内容之一。
平衡是指在一定条件下，反应物与生成物的浓度、压力以及其他性质保持恒定的状态。
在化学反应中，平衡的达成是通过理解和掌握四大平衡知识点来实现的。
本文将对高中化学中的四大平衡知识点进行总结，以帮助学生更好地理解和应用这些知识。
一、平衡常数平衡常数是指在一定温度下，平衡时反应物和生成物浓度的乘积相对于反应物浓度的乘积的比值，用K表示。
平衡常数是表示反应物与生成物在一定条件下达到平衡时其浓度关系的重要参数。
平衡常数的大小反映了反应物转化为生成物的程度，当K>1时，生成物浓度较高；当K<1时，反应物浓度较高。
平衡常数的计算是根据平衡时反应物和生成物的浓度实验数据进行的，可以通过实验数据确定反应物和生成物的浓度关系，进而推导出平衡常数的数值。
二、汽相压力和平衡常数在气相反应中，平衡时涉及到气相物质的压力，这时平衡常数通常以P表示。
对于气相反应，平衡常数通常用 partial pressure 的形式表示，即反应物和生成物在平衡时的压力的乘积相对于反应物的压力的乘积的比值。
平衡常数的计算同样需要根据实验数据来确定，通过测量气相物质的压力可以得出平衡时物质浓度的关系，在此基础上计算得出平衡常数的数值。
在气相反应中，平衡常数的大小受到温度的影响较大，温度越高，气相物质的压力对平衡常数的影响越明显。
三、Le Chatelier原理Le Chatelier原理是化学平衡中一个非常重要的原理，它指出当外界对系统施加一定影响时，系统会以某种方式来抵消这种影响，以恢复平衡。
根据Le Chatelier原理，如果外界影响导致系统浓度、压力、温度等发生变化，系统会通过改变反应的方向来达到新的平衡状态。
例如，当对平衡系统增加反应物时，平衡会向生成物转移，以减少反应物的影响。
Le Chatelier原理可以帮助我们理解和预测平衡反应的变化，对控制反应过程很有帮助。
四大平衡
最简式
例 3%的甲酸的密度= 1.0049 g/ cm3，其pH = 1.97， 问稀释多少倍后，甲酸溶液的电离度增大为稀释前的 10倍？ 分析：由甲酸的密度和溶质质量分数可求出甲酸的 物质的量的浓度；由pH值可求出[H+]，再由物质的 量浓度和[H+]，就可求出甲酸稀释前的电离度α1。 稀释后的电离度为10α1，但浓度变化不影响电离常 数，则可由稀释前后不同浓度数值所表达的电离常 数，求出稀释前后浓度的比值，即为所要稀释的倍 数。 117.8
1-1-6 酸碱平衡
一元弱酸
起始浓度 平衡浓度 c c-[H3O+]
Ki 与α 都能说明弱电解质的解离程度； 但α 与c有关，Ki 与c无关。
A(aq) + H3O+(aq) 0 [A] = [H3O+] 0 [H3O+] (忽略水的电离)
HA(aq) + H2O(l)
或：
c(1-α）
cα
Ka
2
cα
( c )
2
若(c)/Ki ≧500, 1-α≈1
[H3O+]2 Ka= ————— ≈ [H3O+]2 c-[H3O+]
c (1 )
c
2
1
c
2
[H 3O ]
[ H 3O ]
Ka
K a 4K ac 2
近似式 (c/Ka>500）
K a c c
H2O + NH3 ＝ NH4+ + OHHAc + H2O ＝ H3O+ + AcAl(H2O)63+ + H2O ＝ H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+
专题 四大平衡 高考化学必背知识
专题9 四大平衡必背知识手册考点1 化学反应速率和化学平衡一、外界条件对化学反应速率的影响1．总体规律：条件越高，速率（v 正和v 逆）越快（1）温度：升高温度，瞬间v 正和v 逆均增大或（2）压强：增大压强，气体物质的浓度均增大，瞬间v 正和v 逆均增大或（3）浓度①增大反应物浓度，瞬间v 正增大，v 逆不变②增大生成物浓度，瞬间v 正不变，v 逆增大 或（4）催化剂：能够同等程度改变正逆反应速率2．特殊情况（1）温度①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢（2）压强①改变非气体反应的压强，反应速率不变②改变等体反应的压强，v 正和v 逆变化幅度相同（3）浓度①改变固体或纯液体的用量，反应速率不变②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快二、化学平衡的标志1．速率标志：不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比2．宏观标志：某些量开始变化，后来不变（1）混合气体的密度：ρ＝气体气体V m ＝气体固或液总－V m m（2）混合气体的平均摩尔质量：M ＝气体气体n m ＝气体固或液总－n m m （3）气体状态方程：PV ＝n RT（4）特殊情形①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态3．限度标志（1）反应物的转化率最大，百分含量最小（2）生成物的产率最大，百分含量最大（3）图像获取①前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物②过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像（4）图像解读①极限点：刚好达到平衡②极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大③极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变三、外界条件对化学平衡移动的影响1．正常情况下的平衡移动（1）温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动（2）浓度：增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动（3）压强：增大气体反应压强，平衡向气体体积减小的方向移动2．特殊情况下的平衡移动（1）向容器中通入无关气体①恒容容器：压强增大，浓度不变，速率不变，平衡不移动②恒压容器：体积增大，浓度减小，速率减慢，平衡向气体体积增大的方向移动（2）同倍数改变反应物和生成物浓度①恒温恒容：相当于改变压强②恒温恒压：瞬间各组分的浓度不变，平衡不移动（3）不同倍数改变反应物和生成物浓度①Q＜K：平衡正向移动，v正＞v逆②Q＝K：平衡不移动，v正＝v逆③Q＞K：平衡逆向移动，v正＜v逆（4）加水稀释：平衡向可溶性微粒系数和增大的方向移动①A（aq）+B（aq）C（aq）+D（aq）：不移动②A（aq）+H2O（l）C（aq）+D（aq）：正向移动③A（aq）+B（aq）C（aq）+H2O（l）：逆向移动3．体积变化对平衡移动的影响（1）视体积变化为压强变化①增大体积，相当于减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动②减小体积，相当于增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动（2）比较瞬间浓度与所给浓度的相对大小，确定平衡移动方向（3）利用压强对平衡移动的影响，判断系数的关系，确定物质的状态（4）x A（g）+y B（s）z C（g）平衡时c（A）＝0.5mol·L－1，体积加倍，c（A）＝0.3mol·L－1。
高中化学中的《四大平衡》复习
高中化学中的《四大平衡》复习****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。
**化学平衡：考纲展示高考导视了解化学反应的可逆性。
了解化学平衡建立的过程。
理解化学平衡常数的含能够利用化学平衡常数进行简单的计算。
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。
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。
化学平衡是高频考点尤其是平衡常数、转化率等的计算平衡移动原理的应用。
考查形式方面平衡常数常常是以新的化工生产、科研领域最新报道等为载体直接考查也常常考查利用速率、平衡理论进行物质的提纯和分离还会结合速率时间、浓度时间等曲线来考查化学反应速率、化学平衡等理论。
**电离平衡：考纲展示高考导视了解电解质、强电解质及弱电解质的概念。
了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。
了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
了解水的电离、离子积常数。
了解溶液pH的定义掌握测定溶液pH的方法能进行pH的简单计算。
掌握强电解质、弱电解质等基本概念。
溶液的导电性、弱酸的酸性相对强弱比较、电离常数的计算、水的电离平衡、pH的计算、中和滴定等是重要的考点。
离子浓度大小比较、离子守恒关系是高频考点。
**水解平衡：考纲展示高考导视了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。
盐类水解在生产、生活、科研等领域的应用是常见的考点。
离子浓度大小比较、离子守恒关系式是高频考点。
**沉淀溶解平衡：考纲展示高考导视了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。
将溶解平衡理论应用于化工生产是近年高考的热点。
尤其是利用不同物质沉淀的pH的不同范围进行分步沉淀是高频考点。
溶度积曲线也是近年高频考点。
**一、四大平衡的共同点所有的平衡都建立在可逆“反应”的基础上平衡类别化学平衡电离平衡水解平衡溶解平衡研究对象可逆反应弱电解质盐中的“弱”离子溶质与其饱和溶液的共存体系平衡特点逆、等、定、动、变**都能用勒夏特列原理解释平衡的移动只减弱一般不消除不逆转。
高考化学二轮复习方法
纵观几年高考理科综合中化学试题，可以发现化学试题重视基础知识的考查，强调理论联系实际，体现了学科知识与社会、科学发展的联系，注重能力考查，特别重视实验分析和探究能力及思维能力的考查。
试题比较注重双基的测试，把握了中学化学的主干知识，涉及的知识点比较多，覆盖了中学化学中的基本概念、基本理论、元素化合物、有机化学、化学实验、化学计算几方面。
“3+X+1”形式下的高考题，对细节要求多了，语言表达要求更准确，知识面更广，有很多知识来源于课本又高于课本，从课本上延伸出来的更多了。
因此必须以课本为准，夯实基础。
二轮复习的备考也应在此指导思想下进行。
一、明确二轮复习的任务把二轮复习与一轮复习明显地区分别开来。
具体任务如下：第一项任务：形成知识网络系统并强化记忆。
与一轮复习的区别：①一轮复习是逐个知识点的记忆，初步掌握知识结构;二轮复习是系统的知识网络的记忆，熟练掌握知识结构。
②一轮复习的记忆倾向于展开;侧重于点。
二轮复习的记忆倾向于浓缩;侧重于网。
③一轮复习是会——记;二轮复习是记——熟。
第二项任务：在系统把握整体知识的基础上，培养学生综合灵活运用知识的学科能力。
与一轮复习的区别：一轮复习的特点是“知识单项”、“跨度小”、“解题思路较为单一”。
能力要求：低----中。
二轮复习的特点是“知识多项”，“跨度大”、“解题思路多变”。
能力要求：中----高。
第三项任务：提高考生解题的速度及准确性。
与一轮复习的区别：一轮复习侧重于做“对”。
二轮复习既要“对”，又要“快”。
二、二轮复习中的几点做法二轮复习：综合训练与专题训练相结合，如有机、无机推断专题总结，阿伏加德罗常数，离子反应等内容。
并整理一部分题目当堂完成，训练答题的准确性、规范性和速度，加强易错点、失分点的练习。
而化学实验的复习则应注重思考方式、基本模型的建立，信息题则要学会如何去粗取精、去伪存真。
具体如下：1、立足基础重视教材现在的高考强调以“能力立意”命题，更加注重能力和素质的考查，不过分强调知识的覆盖面，因为综合卷容量有限，无法追求考查知识的覆盖面。
化学专题复习三修改
2017届高三化学二轮专题复习三： 四大平衡 赵启新 2017.3.15一 、化学平衡1、化学平衡的计算： 考点 1 有关平衡常数的计算(新课标)：〔考点〕：⑴、结合化学方程式书写平衡常数K 表达式，物质的浓度计算，温度不变K 值不变。
⑵、化学平衡常数的意义：①判断焓变：依据：K 值大小与温度的关系是：升高温度，若平衡正移，则K 值 ；若平衡逆移，则K 值 ②化学平衡常数K 表示可逆反应的进行程度，K 值越大，表示 。
［练习］1、［2012·海南化学卷15］(9分)已知A(g)+B(g)反应的平衡常数和温度的关系如下：回答下列问题：(1)该反应的平衡常数表达式K= ，△H 0（填“<”“ >”“ =”)；(2)830℃时，向一个5 L 的密闭容器中充入0.20mol 的A 和0.80mol 的B ，如反应初始6s 内A 的平均反应速率v(A)=0．003 mol·L -1·s -1。
，则6s 时c(A)= mol·L -1， C 的物质的量为 mol ；若反应经一段时间后，达到平衡时A 的转化率为 ，如果这时向该密闭容器中再充入1 mol 氩气，平衡时A 的转化率为 ；(3)判断该反应是否达到平衡的依据为 (填正确选项前的字母)：a ．压强不随时间改变 b.气体的密度不随时间改变c. c(A)不随时问改变d.单位时间里生成c 和D 的物质的量相等 (4)1200℃时反应C(g)+D(g)A(g)+B(g)的平衡常数的值为 。
2、830K 时，在密闭容器中发生下列可逆反应CO+H 2O （g）CO 2+H 2 △H<0。
试回答下列问题：（1）若起始时c （CO ）=2mol ·L —1，c （H 2O ）=3mol ·L —1，达到平衡时CO 的转化率为60%，则平衡常数K= ，此时水蒸气的转化率为 。
（2）在相同温度下，若起始时c （CO ）=1mol ·L —1，c （H 2O ）=2mol ·L —1，反应进行一段时间后，测得H 2的浓度为0.5mol ·L —1，则此时该反应是否达到平衡状态 （填“是”或“否”），此时v （正）= v （逆）（填“>”“<”或“=”），平衡时CO 的转化率为（3）若降低温度，该反应的K 值将 ，该反应的化学反应速率将 （均填“增大”、“减小”或“不变”）2、等效平衡在解决等效平衡问题时，应时刻注意以下2个方面：反应的条件是同温同体积还是同温同压；反应的方程式是气体之间的反应还是有固体参加或生成的反应。
高中化学平衡总结
化学平衡状态1.可逆反应（1）概念：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。
（2）对可逆反应概念的理解1）可逆反应的特征：“两同”是指条件相同、同时进行。
2）表示方法：在可逆反应的化学方程式中用“”表示可逆反应。
3）可逆反应的重要特征是转化率永远不可能达到100%，也就是反应一旦开始，那么，就不可能只存在反应物，或只存在生成物。
4）存在平衡状态2.化学平衡状态在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各组分的浓度保持一定的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
（1）定义中的要点关系化学平衡的研究对象：可逆反应。
“平衡”是在一定条件下建立起来的，对于一个给定的可逆反应，若起始条件相同则平衡状态也相同，不同的起始条件，平衡状态不同。
“v(正)= v(逆)”是平衡的本质，“百分含量保持一定”，“浓度保持一定”是化学平衡的现象。
（2）化学平衡的特征“逆”：是可逆反应。
“动”：是动态平衡。
“等”：平衡的v(正)= v(逆) >0。
“定”：平衡时组分的百分含量不变。
“变”：若改变条件，平衡可被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。
化学平衡的移动A：化学平衡的移动化学平衡是有条件的动态平衡，当影响化学平衡的条件改变时，原来的平衡被破坏，进而在新的条件下逐渐建立新的平衡，这个原平衡向新平衡的转化过程叫做化学平衡的移动。
化学平衡移动研究的对象是可逆化学反应的化学平衡状态。
从正逆化学反应速率的角度来看：（1）若外界条件改变，引起v正>v逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动；（2）若v正<v逆，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动；（3）若v正=v逆均发生变化，但仍保持相等，化学平衡就没有发生移动。
1.浓度对化学平衡的影响在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度，或减小生成物浓度。
化学平衡向正方向移动。
减小反应物浓度，或增大生成物浓度。
化学平衡向反方向移动。
高考化学二轮专题复习化学基本概念
高考考点基本概念分析与复习武穴中学1．注重基础：化学基本概念与基本理论题随着高考试卷整体难度的调整和试卷长度的缩短，高考化学化学基本概念、基本理论试题也越来越注重考查基础知识和主干知识。
题目涉及的内容和背景资料基本上为考生所熟知，例如高考常考不懈的“五同”的概念、原子的构成、化学键的类型、离子反应、平衡体系中反应物的转化率、勒夏特列原理的应用等都是化学化学基本概念、基本理论中的重点、也是基点。
2．突出迁移：概念、理论试题高考化学概念与理论试题重视基础，但不是就基础考基础，而是注重化学概念与理论基础的延伸和拓展，注重将课本理论知识的综合和应用。
例如“氢镍电池”、“熔融盐燃料电池”、“镍镉可充电电池”、“甲醇燃料电池”等，都是课本原电池知识的灵活迁移。
3．面向现实：概念、理论试题4．再现探究：理论试题的发展创新高考概念、理论试题在强调强调知识应用的同时，还尝试对学生拓展性学力和研究性学力的考查，强化对学生获取信息、处理信息、运用信息解决问题的能力的考核。
适当增加开放型试题，鼓励有创造性的答案，要求用研究性的思路考虑问题，提出更优的实验方案。
试题不具难度但有深度，体现了考改与课改的一致性，配合和支持了中学新课程改革。
5．体现区分：概念、理论试题的选拔功能虽然高考试题难度下降，但其作为选拔性考试的性质决定了高考试题要有必要的区分度的适当的难度。
纵观近几年的高考试题，体现这种区分和选拔功能的试题大多为基本概念、理论试题。
概念、理论试题在高考试卷的选拔功能中起着重要作用。
试卷中低于整卷难度系数的无论从题量还是从分数权重大多为理论试题，有个别试题甚至成为全卷的难题。
6．热点重复：概念、理论试题的不简单连续高考理论试题的比重每年都比考试说明规定的要高，基本理论是高考考查的重点内容之一。
近几年高考化学各理论板块的题量和分值，不难看出每年各理论板块具有一定数量和分值的试题，理论部分的考点多，重现率高。
但这种连续和重复不是简单的连续和重复，渐变和创新贯穿其中。
高考化学专题复习化学平衡讲座
专题五 化学平衡一、化学平衡1、 研究对象：可逆反应。
可逆反应在化学平衡时反应达到最大限度，反应 物的转化率达到最大值。
2、 化学平衡的根本特征：正逆反应速率相等，一旦正逆速率不等，则平衡被破坏。
平衡时各组分的浓度、物质的量、微粒个数保持不变；是动态平衡；当外界条件改变时，正逆反应速率不在相等，所以平衡被破坏。
当重新相等时，又建立起新的平衡，称为平衡的移动。
3、 平衡的移动：影响因素为浓度、温度、压强（只对体积在反应前后有改变的有影响）。
记住平衡移动的方向和改变条件的初衷正好相反。
增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正方向移动；反之向逆方向移动。
升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动。
增大压强，平衡向体积减小的方向移动；减小压强，平衡向体积增大的方向移动。
催化剂可以同等程度的改变正逆速率，所以平衡不移动。
4、 等效平衡:含义：两种平衡体系中各组分的含量一样。
分为两种情况，一是恒温恒容（体积不变）二是恒温恒压（压强不变）当恒温恒容时，反应两边气体体积不等如合成氨反应，第二种状态必须和第一种状态所加入的物质的值相等才是等效平衡。
若反应两边的体积相等，则只需和原状态所加入的物质的值成比例即可。
当恒温恒压时，由于体积可变，所以不考虑两边体积的变化，只要和原状态所加入的物质的值相等即可。
解决等效平衡时，一般都要转化到同一侧才可以计算。
5、 图像题：要注意图像的横纵坐标所表示的含义，注意起点、折点、平衡点的变化和对应的数字。
二、 练习题1、向固定容积的绝热密闭容器中投入一定量A 、B 两种气体，发生如下反应A(g)+B(g)=2C(g)，完全反应后容器内压强增大，则下列说法正确的是A ．反应后混合气体总分子数增多B ．反应后混合气体的平均相对分子质量增大C ．反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量D ．该反应为放热反应2. 在密闭容器内，下列已达到平衡的化学反应中，当升高温度并同时减小压强时，平衡一定向右移动的是A. )(2)(g B g A +)(2g C ；01>∆HB. )()(g B g A +)()(g D g C +；02>∆HC. )(2)(g B s A +)(g C ；03>∆H D. )(s A )()(g C g B +；04<∆H3．某恒温恒容的容器中，建立如下平衡：2NO 2（g ）N 2O 4（g ），在相同条件下，若分别向容器中通入一定量的NO 2气体或N 2O 4气体，重新达到平衡后，容器内N 2O 4的体积分数比原平衡时( ) A ．都增大 B ．都减小 C ．前者增大后者减小D ．前者减小后者增大4．已知反应：3A （g ）+B （g ） C （s ）+4D （g ），△H<0。
高2020届高2017级高三化学三轮复习资料考前100天突破题型三 大题突破
考向突破一化学平衡与能量变化的结合1.题型特点这类试题往往以化学反应速率,化学平衡知识为主题,借助图像、图表的手段,综合考查关联知识,关联知识主要有：(1)ΔH符号的判断、热化学方程式的书写、应用盖斯定律计算ΔH。
(2)化学反应速率的计算与比较,外因对化学反应速率的影响(浓度、压强、温度、催化剂)。
(3)平衡常数、转化率的计算,温度对平衡常数的影响；化学平衡状态的判断,用化学平衡的影响因素进行分析和解释。
(4)在多层次曲线图中反映化学反应速率、化学平衡与温度、压强、浓度的关系。
2.热化学方程式的书写及反应热计算技巧首先根据要求书写目标热化学方程式的反应物、生成物并配平,其次在反应物和生成物的后面括号内注明其状态,再次将目标热化学方程式与已有的热化学方程式比对(主要是反应物和生成物的位置、化学计量数),最后根据盖斯定律进行适当运算得出目标热化学方程式的反应热ΔH,空一格写在热化学方程式右边即可。
3.解答化学平衡移动问题的步骤(1)正确分析反应特点：包括反应物、生成物的状态、气体体积变化、反应的热效应。
(2)明确外界反应条件：恒温恒容、恒温恒压、反应温度是否变化、反应物配料比是否变化。
(3)结合图像或K与Q的关系、平衡移动原理等,判断平衡移动的方向或结果。
(4)结合题意,运用“三段式”,分析计算、确定各物理量的变化。
4.分析图表与作图时应注意的问题(1)仔细分析并准确画出曲线的最高点、最低点、拐点和平衡点。
(2)找准纵坐标与横坐标的对应数据。
(3)描绘曲线时注意点与点之间的连接关系。
(4)分析表格数据时,找出数据大小的变化规律。
1.从空气中捕获CO2直接转化为甲醇是二十多年来“甲醇经济”领域的研究热点,诺贝尔化学奖获得者乔治·安德鲁·欧拉教授首次以金属钌作催化剂实现了这种转化,其转化如图所示。
(1)如图所示转化中,第4步常采取蒸馏法分离生成的甲醇和水,其依据是________________________________________________________________________________________。
江苏省2017届高考化学创新复习(适合二轮三轮复习)知识组块四 四种平衡体系
知识组块四四种平衡体系命题点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。
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。
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突破点10 四大平衡常数提炼1 水的离子积常数1.水的离子积常数的含义H 2O H ＋＋OH －表达式：25 ℃时，K w ＝c (H ＋)·c (OH －)＝1.0×10－14。
2．对K w 的理解(1)K w 适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)水溶液。
(2)恒温时，K w 不变；升温时，电离程度增大(因为电离一般吸热)，K w 增大。
提炼2 电离平衡常数(K a 、K b )1.电离平衡常数的含义如对于HA H ＋＋A －，K a ＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )；BOH B ＋＋OH －，K b ＝c (B ＋)·c (OH －)c (BOH )。
2．K 值大小的意义 相同温度下，K 值越小表明电离程度越小，对应酸的酸性或碱的碱性越弱。
3．影响K 值大小的外因同一电解质，K 值只与温度有关，一般情况下，温度越高，K 值越大；此外对于多元弱酸来说，其K a 1≫K a 2≫K a 3。
提炼3 水解平衡常数(K h )1.水解平衡常数的含义A －＋H 2O HA ＋OH －，达到平衡时有K h ＝c (OH －)·c (HA )c (A －)＝K w K a。
同理，强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电离平衡常数K b 的关系为K h ＝K w K b。
2．影响K h 的因素K h值的大小是由发生水解的离子的性质与温度共同决定的；温度一定时，离子水解能力越强，K h值越大；温度升高时，K h值增大；对于多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子来说，其K h1≫K h2≫K h3。
提炼4溶度积常数(K sp)1.溶度积常数K sp的表达式对于组成为A m B n的电解质，饱和溶液中存在平衡A m B n(s) m A n＋(aq)＋n B m －(aq)，K sp＝c m(A n＋)·c n(B m－)。
2．影响K sp大小的因素对于确定的物质来说，K sp只与温度有关；一般情况下，升高温度，K sp增大。
3．溶度积规则当Q c>K sp时，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；当Q c＝K sp时，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；当Q c<K sp时，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。
4．K sp与物质溶解度的关系(1)对于组成形式相同的物质来说，K sp越小，物质越难溶解或溶解度越小；组成形式(A m B n)不同的物质，K sp越小且m＋n越小的物质越难溶。
(2)K sp的大小与沉淀转化的关系：组成形式相同的难溶物质，K sp较大的沉淀易转化为K sp较小的沉淀，但当二者K sp相差不大时，反过来也可转化；对于组成形式(A m B n)不同的物质来说，一般情况下，K sp较大且m＋n也较大的物质易转化为K sp 较小且m＋n也较小的物质。
其他情况则需要通过计算才能确定。
(2016·全国丙卷)下列有关电解质溶液的说法正确的是()A．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中c(H＋)c(CH3COOH)减小B．将CH3COONa溶液从20 ℃升温至30 ℃，溶液中c(CH3COO－)c(CH3COOH)·c(OH－)增大C．向盐酸中加入氨水至中性，溶液中c(NH＋4)c(Cl－)>1D．向AgCl、AgBr的饱和溶液中加入少量AgNO3，溶液中c(Cl－)c(Br－)不变D[A项，CH3COOH CH3COO－＋H＋，K ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )，则c (H ＋)c (CH 3COOH )＝K c (CH 3COO －)，加水稀释，K 不变，c (CH 3COO －)减小，故比值变大。
B 项，CH 3COONa 溶液中存在水解平衡：CH 3COO－＋H 2O CH 3COOH ＋OH －，K ＝c (CH 3COOH )·c (OH －)c (CH 3COO －)，升高温度，水解平衡正向移动，K 增大，则c (CH 3COO －)c (CH 3COOH )·c (OH －)(1/K )减小。
C 项，溶液呈中性，则c (H ＋)＝c (OH －)，根据电荷守恒可知，c (Cl －)＝c (NH ＋4)。
D 项，向AgCl 、AgBr 的饱和溶液中加入少量AgNO 3，沉淀溶解平衡逆向移动，由于c (Cl －)c (Br －)＝c (Cl －)·c (Ag ＋)c (Br －)·c (Ag ＋)＝K sp (AgCl )K sp (AgBr )，K sp 仅与温度有关，故c (Cl －)c (Br －)不变。
]热点题型1 水的离子积常数的应用1．(2016·曲靖模拟)25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H ＋＋OH － ΔH >0，下列叙述正确的是( )A ．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH －)降低B ．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c (H ＋)增大，K w 不变C ．向水中加入少量盐酸，平衡逆向移动，c (OH －)增大D ．将水加热，K w 增大，pH 不变，呈中性B [加入稀氨水后，c (OH －)增大，A 错误；K w 只与温度有关，温度不变，K w 不变，B 正确；加入盐酸后，c (H ＋)增大，K w 不变，c (OH －)减小，C 错误；升高温度K w 增大，c (H ＋) 增大，pH 减小，D 错误。
]2．水的电离平衡曲线如图所示，下列说法正确的是( )A ．图中五点的K w 的关系：b>c>a>d>eB ．若从a 点到d 点，可采用：温度不变在水中加入少量的酸C ．若从a 点到c 点，可采用：温度不变在水中加入适量的CH 3COONa 固体D ．处在b 点时，将0.5 mol·L －1的H 2SO 4溶液与1 mol·L －1的KOH 溶液等体积混合后，溶液显酸性B[a、d、e三点所处温度相同，因此K w相同，A项错误；从a点变化到d点，溶液中c(H＋)增大，c(OH－)减小，温度不变时向水中加入少量的酸，溶液中c(H＋)增大，水的电离平衡向逆反应方向移动，c(OH－)减小，B项正确；从a点变化到c 点，c(H＋)、c(OH－)均增大，而温度不变时在水中加入适量CH3COONa固体，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向正反应方向移动，c(OH－)增大，故C项错误；b点处K w＝10－12,0.5 mol·L－1的H2SO4溶液与1 mol·L－1的KOH溶液等体积混合后溶液显中性，pH＝6，D项错误。
]3．升高温度，下列数据不一定增大的是()A．化学反应速率vB．水的离子积常数K wC．化学平衡常数KD．弱酸的电离平衡常数K aC[升高温度，活化分子的百分数增大，有效碰撞的次数增多，则反应速率加快；水的电离吸热，升高温度促进电离，水的离子积常数K w增大；若化学反应为放热反应，则升高温度，平衡逆向移动，K减小；弱酸的电离吸热，升高温度促进电离，弱酸的电离平衡常数K a增大。
]4．(1)水的电离平衡曲线如图所示。
若以A点表示25 ℃时水的电离平衡的离子浓度，当温度升高到100 ℃时，水的电离平衡状态移动到B点，则此时水的离子积从________变化到________。
(2)已知A n B m的离子积为c(A m＋)n·c(B n－)m，式中c(A m＋)n和c(B n－)m表示离子的物质的量浓度。
在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为0.74 g，其饱和溶液密度设为1 g/mL，其离子积约为________。
[解析](1)25 ℃时纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol/L，K w＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14，当温度升高到100 ℃，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol/L，K w＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12。
(2)由题意可知，100 g水中溶解0.74 g氢氧化钙时其物质的量浓度为0.74 g74 g/mol100 g＋0.74 g1 g/mL≈0.1 mol/L, 氢氧化钙是强电解质，所以c[Ca(OH)2]＝c(Ca2＋)＝0.1 mol/L，c(OH－)＝2c[Ca(OH)2]＝0.2 mol/L，其离子积为0.1 mol/L×(0.2 mol/L)2＝4×10－3(mol/L)3。
[答案](1)10－1410－12(2)4×10－3热点题型2电离平衡常数和水解平衡常数的应用1．(2016·山西四校联考)常温下，某酸HA的电离常数K＝1×10－5。
下列说法中正确的是()【导学号：14942043】A．HA溶液中加入NaA固体后，c(HA)·c(OH－)c(A－)减小B．常温下，0.1 mol/L HA溶液中水电离出的c(H＋)为10－13 mol/LC．NaA溶液中加入盐酸至恰好完全反应，存在关系：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(Cl－) D．常温下，0.1 mol/L NaA溶液的水解常数为10－9D[HA溶液中加入NaA固体后抑制HA的电离，c(HA)·c(OH－)c(A－)＝c(HA)·c(OH－)·c(H＋) c(A－)·c(H＋)＝K wK a＝K h＝10－141×10－5＝10－9，故比值不变，A错误、D正确；常温下，0.1 mol/L的HA溶液中氢离子浓度约为(0.1×10－5)1/2 mol/L＝0.001 mol/L，则水电离出的c(H＋)为10－11 mol/L，B错误；NaA溶液中加入盐酸至恰好完全反应，根据物料守恒：2c(Na＋)＝c(A－)＋c(HA)＋c(Cl－)，C错误。
]2．(2016·枣庄期末)根据下表提供的数据可知，在溶液中能大量共存的粒子组是()A.H2CO3、33B ．HCO －3、CH 3COOH 、CN －、CO 2－3C ．HCN 、HCO －3、CN －、CO 2－3D ．HCN 、HCO －3、CH 3COO －、CN －D [根据表中电离常数可知，酸性：CH 3COOH>H 2CO 3>HCN>HCO －3。
A 项，H 2CO 3的酸性强于HCN ，H 2CO 3和CN －能够反应生成HCO －3和HCN ，在溶液中不能大量共存，故A 错误；B 项，CH 3COOH 的酸性强于H 2CO 3、HCN ，CH 3COOH能够与HCO －3、CN －、CO 2－3反应，在溶液中不能大量共存，故B 错误；C 项，HCN的酸性强于HCO －3，HCN 与CO 2－3反应生成HCO －3，在溶液中不能大量共存，故C错误；D 项，HCN 、HCO －3、CH 3COO －、CN －之间不反应，在溶液中能够大量共存，故D 正确。