高中化学四大平衡知识点总结
化学中的四大平衡
化学中的四大平衡在化学中，平衡是一个重要的概念。
平衡是指在一定条件下，化学反应中反应物和生成物的浓度或者物质的状态保持稳定的状态。
化学中有四种主要的平衡，即动态平衡、酸碱平衡、氧化还原平衡和离子平衡。
一、动态平衡动态平衡是指在一个封闭系统中，反应物和生成物之间的反应速率相等，虽然反应仍在进行，但是总体上看起来没有变化。
这是因为在反应物转化为生成物的同时，生成物又会转化为反应物，反应物和生成物的浓度保持不变。
这种平衡是一种动态的平衡，反应仍在进行，但是总体上看起来没有变化。
动态平衡的一个典型例子是水的自离解反应。
水分子可以自发地分解成氢离子和氢氧根离子，也可以反应生成水分子。
在一定条件下，这个反应会达到一个平衡状态，水分子的分解和生成速率相等，水的pH值保持在中性。
二、酸碱平衡酸碱平衡是指在溶液中酸和碱之间的反应达到平衡的状态。
酸和碱是一对互为共轭的物质，具有相互转化的能力。
在酸碱平衡中，酸和碱之间会发生中和反应，生成盐和水。
酸碱平衡的一个重要应用是在生理体液中的维持。
人体的血液和细胞液都必须保持一定的酸碱平衡，即pH值在一定范围内。
这是因为酸碱平衡影响着生物体内许多生理过程的进行，如酶的催化作用、细胞膜的通透性等。
三、氧化还原平衡氧化还原平衡是指在化学反应中，物质发生氧化和还原反应，同时电子的转移保持平衡。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
氧化还原反应是一种常见的化学反应类型，常见的有金属与非金属氧化物反应、金属与酸反应等。
氧化还原平衡在生物体内也起着重要的作用。
例如，呼吸过程中，氧气被还原为水，同时葡萄糖被氧化释放能量。
这是一个复杂的氧化还原反应链，其中涉及多种酶的催化作用。
四、离子平衡离子平衡是指在溶液中，正离子和负离子的浓度保持稳定的状态。
在溶液中，离子会相互吸引形成盐晶体，同时也会发生离解反应，使离子浓度保持平衡。
离子平衡在生物体内起着重要的作用。
例如，细胞内外的离子平衡是维持细胞正常功能的重要因素。
选修4化学平衡知识点总结
化学平衡一、可逆反应1、定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应2、表示方法：用“”表示。
如：H 2 + I 22HI3、特点：参加反应的物质不能完全转化二、化学平衡1、化学平衡状态的建立 ⑴溶解平衡的建立溶解平衡图像 化学平衡图像：从反应物达到平衡⑵化学平衡的状态建立随着反应的进行，反应物不断减少，生成物逐渐增加，V(正)逐渐减小，V(逆)逐渐增大，当反应进行到某一时刻，V(正)＝V(逆)，此时，反应达到了其“限度”，反应体系中各物质的物质的量、浓度等都不再发生变化，但反应仍然在进行着，只是V(正)＝V(逆)，我们把这样的状态叫作化学平衡状态，简称化学平衡⑶定义：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，就叫做化学平衡状态，简称化学平衡2、化学平衡的特征⑴ 逆：化学平衡研究的对象是可逆反应⑵ 等：化学反应处于化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，但都不等于零，即：V(正)＝V(逆)＞0⑶ 动：化学平衡是动态平衡，反应处于平衡状态时，化学反应仍在进行，反应并没有停 ⑷ 定：化学反应处于化学平衡状态时，反应化合物中各组分的浓度保持一定，体积分数保持一定⑸变：化学平衡是有条件的平衡状态，当外界条件变化，原有的化学平衡被破坏，直到建立新的化学平衡。
3、化学平衡的标志⑴微观标志：V(A 正)＝V(A 逆) ＞0 ——实质 ⑵宏观标志：反应混合物中个组分的浓度和体积分数保持不变4、化学平衡状态的判断⑴基本依据：⎩⎨⎧①υ(A 正) ==υ(A 逆) ＞0，只要能证明此即可②反应混合物中各组成成分的质量分数保持不变⑵常见方法：以xA +yB zC 为例①直接的Ⅰ、速率：⎩⎨⎧a 、υ(A 正) ==υ(A 逆) b 、υ(A 耗) ==υ(A 生)c 、υ(A 耗) ∶υ(A 生) == x ∶yd 、υ(B 耗) ∶υ(C 耗) == y ∶ z②间接：⎩⎨⎧a 、混合气体的总压、总体积、总物质的量不随时间改变而改变（x+y ≠z ）b 、各物质的浓度、物质的量、质量不随时间改变而改变c 、各气体的压强、体积不随时间改变而改变d 、混合气密度、平均分子量、压强不随时间改变而改变（x+y ≠z ）三、化学平衡的移动1、定义：可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动2、化学平衡移动的原因化学平衡移动的原因是反应条件的改变引起反应速率的变化，使V(正)≠V(逆)，平衡混合物中各组分的含量也发生相应的变化3、化学平衡移动的标志⑴微观：外界条件的改变使原平衡体系V(正)＝V(逆)的关系被破坏，使V(正)≠V(逆)，然后在新的条件下，重新建立V(正)＝V(逆)的关系，才能表明化学平衡发生了移动⑵宏观：反应混合物中各组分的体积分数发生了改变，才能说明化学平衡发生了移动4、化学平衡移动方向的判定外界条件的改变，首先影响的是化学反应速率，因此要判断平衡的移动方向，我们首先必须知道条件改变对V(正)、V(逆)的影响哪个大些⑴V(正) ＞V(逆)：化学平衡向正反应方向（右）移动⑵V(正) ＜V(逆)：化学平衡向逆反应方向（左）移动⑶V(正)＝V(逆)：化学平衡不移动四、外界条件对化学平衡的影响1、浓度①增大反应物浓度 ②减少生成物浓度③增大生成物浓度 ④减少反应物浓度是否增加反应物或减少生成物的量都能使平衡向正反应方向移动；增加生成物或减少反应物的量都能使平衡向逆反应方向移动？否。
高考化学“四大平衡”知识结构考点归纳!
高考化学“四大平衡”知识结构考点归纳!
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。
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。
高中化学四大平衡常数
通过PH求出OH- 的浓度再代入溶度积表达式就可求 出Cu2+ 的浓度。
4、水的离子积
①通过Kw的大小比较相关温度的高低 ②溶液中H+ OH- 浓度的相互换算 ③酸碱能水解的盐溶液中水电离的H+ OH- 的计算
（2013全国大纲卷）12、右图表示溶液中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－)＝Kw B.M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－) C.图中T1＜T2 D.XZ线上任意点均有pH＝7
若正反应是放热反应,升高温度，K 减小 。
即：△H>0 K与T成正比 △H<0 K与T成反比
利用K值可判断某状态是否处于平衡状态
如某温度下，可逆反应mA(g) + nB(g)
pC(g) + qD(g)
平衡常数为K，若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：
则：
c p ( C ) cq ( D ) K' m c ( A ) cn ( B )
C.14+ lg(
)
D.14+ lg( )
利用溶度积常数的表达式求出这一时刻 OH-的浓度，然后在利用水的离子积常 数表达式求出H+的浓度从而求出PH 注意： OH- 的浓度带有平方
（２０１１ 新课标）（4）在0.10mol· L-1硫酸铜溶液 中加入氢氧化钠稀溶液充分搅拌，有浅蓝色氢氧化 铜沉淀生成，当溶液的pH=8时，c（Cu2+） =____________mol· L-1（Ksp[Cu（OH）2]=2.2×10-20）。
高炉炼铁中发生的基本反应如下: △ Fe O(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g) 已知1100℃， K=0.263 某时刻测得高炉中c(CO2)=0.025mol· L-1， c(CO)=0.1mol· L-1 ，在这种情况下
高中化学中的“四大平衡”专题复习
2021/10/10
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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，
高中化学平衡知识点归纳
高中化学平衡知识点归纳在高中化学学习中，平衡是一个重要的知识点，涉及到反应当中物质的生成与消耗、反应速率以及平衡条件等方面。
下面我们就来对高中化学平衡知识点进行详细的归纳。
一、化学平衡的概念化学平衡是指在封闭容器中，当反应的速度达到最大值时，反应物与生成物在单位时间内的生成速度相等的状态。
在化学平衡条件下，反应物和生成物的浓度保持一定的比例关系。
化学平衡是动态平衡，即反应物和生成物仍在发生反应，但是反应速度相等。
二、化学平衡的表征1. 平衡常数平衡常数K是描述反应在给定条件下达到平衡时，反应物和生成物浓度之比的数字。
对于一般的反应aA + bB ⇌ cC + dD，其平衡常数表达式为Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b。
2. 平衡常数与反应速率平衡常数K与反应速率呈反比关系，当K＞1时，反应向生成物方向偏移；当K＜1时，反应向反应物方向偏移；当K＝1时，反应物和生成物浓度相等，达到平衡状态。
三、影响平衡位置的因素1. 温度根据Le Chatelier原理，温度升高时，吸热反应平衡位置向右偏移，生成端；温度降低时，吸热反应平衡位置向左偏移，反应端。
而对于放热反应，则恰好相反。
2. 压力对于气态反应，增加压力将使平衡位置移向物质的摩尔数较小的一侧。
当反应物和生成物的摩尔数相等时，改变压力对平衡位置的影响将会较小。
3. 浓度当添加了某种物质后，系统将会通过移动平衡位置以减小所添加物质的影响。
四、平衡的移动1. 垂直移动垂直移动是指改变化学平衡条件中两种物质的量以改变反应系数的过程。
2. 水平移动水平移动是指改变化学平衡的反应条件，使平衡位置向某个方向移动的过程。
五、平衡常数计算平衡常数K的计算涉及到反应物和生成物的摩尔浓度，需要根据反应方程式中物质的化学计量数来确定。
通过以上对高中化学平衡知识点的归纳，我们可以更好地理解化学平衡的概念、表征、影响因素以及平衡位置的移动方式等内容。
在学习中，我们需要深入理解化学平衡的原理，多做练习，以提高对该知识点的掌握程度。
高二化学选修4《化学平衡》知道重点
高二化学选修4《化学平衡》知道重点高二化学选修4《化学平衡》知道重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。
为了能够使众多考生加深记忆本文库在这里整理了化学平衡知识点，希望能帮助到大家。
（一）1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种＂平衡＂，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着__吸热反应__方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。
化学平衡知识点归纳高三网
化学平衡知识点归纳高三网化学平衡是高中化学中的重要内容，是指在化学反应中，反应物与生成物浓度达到一定比例的状态。
在高三学习中，化学平衡是一个不可忽视的知识点。
本文将对高三化学学习中的化学平衡知识点进行归纳总结。
1. 平衡常数（K）平衡常数是描述化学平衡状态的数值，用K表示。
它是在一定温度下，反应物浓度与生成物浓度之间的比值的乘积。
平衡常数越大，表示生成物浓度较高，反应偏向生成物；平衡常数越小，表示反应物浓度较高，反应偏向反应物。
2. 反应商（Q）反应商是在任意时刻，反应物浓度与生成物浓度之间的比值的乘积，用Q表示。
与平衡常数K相比，反应商能够描述任意时刻反应物与生成物浓度的比例关系。
当Q=K时，反应处于平衡状态；当Q>K时，反应偏向反应物；当Q<K时，反应偏向生成物。
3. 影响化学平衡的因素（1）浓度：增加或减少某个物质的浓度，会导致平衡位置的变化。
根据Le Chatelier原理，浓度增加，平衡位置会移到生成物一侧；浓度减少，平衡位置会移到反应物一侧。
（2）温度：温度改变会影响平衡常数K的数值。
对于吸热反应，加热会使平衡常数增大；对于放热反应，加热会使平衡常数减小。
（3）压力（气相反应）：对于气相反应，改变压力会导致平衡位置的变化。
增加压力，平衡位置会移到摩尔数较小的那一侧；减少压力，平衡位置会移到摩尔数较大的那一侧。
4. 平衡常数的计算平衡常数的计算需要根据给定的反应物和生成物浓度，利用化学方程式进行计算。
平衡常数的数值与温度有关，因此计算平衡常数时需要确定温度。
5. 平衡常数的应用平衡常数在化学平衡反应的研究和实际应用中有着重要的作用。
它可以用来判断反应的偏向性、预测平衡位置的变化、设计反应工艺等。
6. 化学平衡的移动方法根据Le Chatelier原理，可以通过改变温度、浓度、压力等因素来移动化学平衡。
例如，对于气相反应，增加压力可以通过减小体积或增加摩尔数较多的气体来实现；对于溶液反应，可以通过加入或减少某个溶质来改变浓度。
四大平衡总结
§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
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。
化学平衡的知识点总结
化学平衡的知识点总结一、化学平衡的概念。
1. 定义。
- 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不变的状态，叫做化学平衡状态。
例如，对于可逆反应N_2(g)+3H_2(g)⇌2NH_3(g)，在一定温度、压强和催化剂等条件下，反应进行到一定程度时，正反应生成NH_3的速率和逆反应NH_3分解的速率相等，体系中N_2、H_2、NH_3的浓度不再发生变化，此时就达到了化学平衡状态。
2. 特征。
- 动：化学平衡是动态平衡，即达到平衡状态时，正、逆反应仍在进行，只是v_正=v_逆≠0。
例如在上述合成氨反应达到平衡时，N_2和H_2仍在不断反应生成NH_3，同时NH_3也在不断分解成N_2和H_2。
- 等：正反应速率等于逆反应速率，这是化学平衡状态的本质特征。
- 定：反应混合物中各组分的浓度保持不变，各组分的质量分数、物质的量分数、体积分数等也保持不变。
- 变：化学平衡状态是在一定条件下建立的，当外界条件（如温度、压强、浓度等）改变时，平衡可能会发生移动。
二、化学平衡常数。
1. 定义。
- 对于一般的可逆反应aA + bB⇌ cC + dD，在一定温度下达到化学平衡时，反应的平衡常数K=([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b)，其中[A]、[B]、[C]、[D]分别表示平衡时各物质的浓度。
例如对于反应2SO_2(g)+O_2(g)⇌2SO_3(g)，其平衡常数K =frac{[SO_3]^2}{[SO_2]^2[O_2]}（温度一定）。
2. 意义。
- K值的大小可以反映反应进行的程度。
K值越大，说明反应进行得越完全，反应物的转化率越高；K值越小，说明反应进行的程度越小，反应物的转化率越低。
- 对于同一可逆反应，K只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3. 应用。
- 判断反应进行的方向：通过比较某一时刻反应的浓度商Q=([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b)（Q与K表达式相同，但Q是任意时刻的）与K的大小关系来判断反应进行的方向。
高中化学平衡的知识点总结
高中化学平衡的知识点总结高中化学平衡的知识点总结一、化学反应的平衡常数化学反应的平衡常数是一种数值，表示反应体系在平衡状态下，反应物和生成物的浓度或者压强之比的乘积的值。
平衡常数越大，说明产品占主导地位；平衡常数越小，说明反应物占主导地位。
1. 平衡常数的计算公式：Kc = [C]^c × [D]^d ÷ [A]^a × [B]^bKp = (pC)^c × (pD)^d ÷ (pA)^a × (pB)^b其中，[X]代表物质X的摩尔浓度，pX代表物质X的分压，a、b、c、d分别为化学式中各元素的系数。
2. 反应速率、反向反应和平衡常数之间的关系：平衡常数越大，反应速率越快；平衡常数的大小决定反向反应的强弱，平衡常数越大，反向反应越弱。
3. 影响平衡常数的因素：（1）温度：通常情况下，温度升高，平衡常数会减小；温度降低，平衡常数会增大。
（2）压强：对于气态反应，压强与平衡常数相关，改变压强会影响反应的方向性。
（3）浓度：浓度变化对平衡常数的影响分为两种情况，若浓度增大，平衡常数也会增大；若浓度减小，平衡常数也会减小。
二、化学平衡的条件1. 动态平衡：在动态平衡下，反应物在反应过程中被转化成产物，同样的，产物也反应成反应物。
反应物和产物浓度保持一定的比例，从而维持平衡状态。
2. 平衡的条件：（1）反应物和产物的必要物质存在于反应体系中。
（2）反应体系必须封闭，即反应只发生于一个给定的体系。
（3）反应发生的速率和反应物浓度之间的关系必须保持一定的比例。
（4）反应体系必须维持一定的温度和压强。
三、化学平衡的类型1. 左右反应平衡左右反应平衡通常是指某种反应物与生成物之间的反应在平衡状态下，保存一定的比例。
该类型反应的平衡常数通常大于1.2. 向右反应向右反应是指物质向生成物的方向发生反应的情况。
该类型的反应的平衡常数通常大于1。
3. 向左反应向左反应则意味着反应的方向是物质向反应物的方向转换。
高二化学四大平衡知识点
高二化学四大平衡知识点在高二化学学习中，四大平衡知识点是必不可少的。
这四大平衡知识点分别是：酸碱平衡、氧化还原反应、物质的溶解度与离子产生、气体的溶解度。
首先，酸碱平衡是化学中的一项重要知识点。
酸碱平衡是指当酸和碱混合时，生成盐和水的化学反应过程。
酸和碱在水溶液中可以通过离子的形式存在，酸可以释放出氢离子（H+），碱可以释放出氢氧根离子（OH-）。
当酸和碱反应时，氢离子和氢氧根离子结合生成水，同时生成盐。
酸碱反应过程中，溶液中的pH值会发生变化，pH值越低表示酸性强，越高表示碱性强。
其次，氧化还原反应也是化学中的重要平衡知识点。
氧化还原反应是指物质在化学反应中失去或获得电子的过程。
在氧化还原反应中，有一种物质会被氧化，失去电子，称为氧化剂；另一种物质会被还原，获得电子，称为还原剂。
在这个过程中，氧化和还原是相互关联、相互作用的，成为了一个平衡反应。
第三，物质的溶解度与离子产生也是化学中的重要平衡知识点。
溶解度是指在一定温度下，单位溶剂中能溶解的最大溶质质量。
不同物质的溶解度是有差异的，这与物质的结构和性质有关。
在一些情况下，溶解度会受到温度、压强和溶质溶剂之间的相互作用影响。
另外，当物质在水中溶解时，会生成离子，这种现象被称为离子产生。
离子产生与物质溶解度紧密相关，我们可以通过了解离子产生来推测物质的溶解度。
最后，气体的溶解度也是高二化学中的重要平衡知识点。
气体的溶解度是指气体在液体或固体溶剂中溶解的程度。
溶解度与温度、压强、溶剂特性和气体性质等因素有关。
根据亨利定律，气体溶解度与气体压强成正比。
另外，气体的溶解度通常随着温度的升高而下降，这也是大家常见的原理。
综上所述，高二化学中的四大平衡知识点包括酸碱平衡、氧化还原反应、物质的溶解度与离子产生以及气体的溶解度。
理解这些知识点对于深入学习化学以及解决实际问题具有重要意义。
希望同学们在学习化学的过程中能够注重理论知识的积累，并通过实践与实验加深对这些平衡知识点的理解与应用。
高三化学平衡知识点汇总
高三化学平衡知识点汇总一、化学平衡的基本概念在化学反应中，如果反应物转化成产物的速度与产物转化成反应物的速度相等，就说反应达到了化学平衡。
化学平衡是指在一定条件下反应物与产物浓度保持恒定的状态。
二、平衡态和平衡常数平衡态是指反应物与产物浓度保持不变的状态。
在化学平衡中，可以根据反应方程式写出平衡常数表达式，用于描述平衡系统中各种物质浓度的关系。
平衡常数K是一个恒定的值，与反应的速率无关。
三、热力学和化学平衡热力学原理对化学平衡具有重要影响。
根据热力学原理，反应的熵增大于零时，反应趋向于向正向方向进行；而反应的熵增小于零时，反应趋向于向逆向方向进行。
四、影响化学平衡的因素1. 温度：温度的升高会使反应速率增加，同时也会改变反应的平衡常数。
2. 压力（气相反应）：改变气相反应的压强可以改变反应平衡的位置。
3. 浓度：改变反应物或产物的浓度会改变反应平衡的位置。
4. 催化剂：催化剂可以加速反应速率，但不改变反应的平衡常数。
五、平衡常数的计算平衡常数的计算可以通过实验数据和反应方程式来确定。
通过反应物和产物的浓度可以计算出平衡常数。
六、离子平衡离子平衡是指溶液中离子浓度达到稳定的状态。
溶液中的离子浓度可以通过平衡常数和溶解度积来计算。
七、酸碱平衡酸碱平衡是指酸和碱在溶液中形成盐和水的反应。
酸碱平衡的平衡常数可以通过酸碱离子浓度比值来计算。
八、溶解度平衡溶解度平衡是指溶质在溶剂中形成饱和溶液达到动态平衡的过程。
溶解度平衡的平衡常数可以通过溶解度积来计算。
九、氧化还原平衡氧化还原平衡是指电子在化学反应中的转移和交换过程。
氧化还原反应的平衡常数可以通过电子传递系数和浓度比值来计算。
总结：化学平衡是化学反应中的一种特殊状态，平衡态下反应物与产物浓度保持恒定。
平衡常数是描述平衡系统中物质浓度关系的值。
热力学原理对化学平衡有重要影响。
影响化学平衡的因素包括温度、压力、浓度和催化剂。
离子平衡、酸碱平衡、溶解度平衡和氧化还原平衡是常见的平衡类型。
高中化学化学平衡知识点总结
高中化学化学平衡知识点总结高中化学化学平衡知识点总结(一)定义篇一1、定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据高二化学平衡知识点归纳总结篇二化学平衡1、化学平衡状态（1）溶解平衡状态的建立：当溶液中固体溶质溶解和溶液中溶质分子聚集到固体表面的结晶过程的速率相等时，饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变，达到溶解平衡。
溶解平衡是一种动态平衡状态。
小贴士：①固体溶解过程中，固体的溶解和溶质分子回到固体溶质表面这两个过程一直存在，只不过二者速率不同，在宏观上表现为固体溶质的减少。
当固体全部溶解后仍未达到饱和时，这两个过程都不存在了。
②当溶液达到饱和后，溶液中的固体溶解和溶液中的溶质回到固体表面的结晶过程一直在进行，并且两个过程的速率相等，宏观上饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变，达到溶解平衡状态。
（2）可逆反应与不可逆反应①可逆反应：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。
前提：反应物和产物必须同时存在于同一反应体系中，而且在相同条件下，正、逆反应都能自动进行。
②不可逆反应：在一定条件下，几乎只能向一定方向（向生成物方向）进行的反应。
（3）化学平衡状态的概念：化学平衡状态指的是在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
理解化学平衡状态应注意以下三点：①前提是“一定条件下的可逆反应” ，“一定条件” 通常是指一定的温度和压强。
②实质是“正反应速率和逆反应速率相等” ，由于速率受外界条件的影响，所以速率相等基于外界条件不变。
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高中化学四大平衡知识点总结
一、化学平衡的基本概念
化学平衡是指反应物和生成物之间的反应速率相等时达到的状态。
在平衡态下，反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行，只是前后反应速率相等而已。
二、平衡常数及其计算
平衡常数（K）是在特定条件下，在平衡态时各种物质的浓度的乘
积的比值。
对于一般反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数（Kc）的表达
式为：
Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b
其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别代表反应物A、B和生成物C、D的
浓度。
计算平衡常数的方法：
1. 已知反应物和生成物的浓度，直接代入表达式计算；
2. 已知平衡态下各种物质的浓度，可根据反应方程式得出表达式；
3. 已知反应物和生成物的摩尔数，可以根据摩尔比关系计算。
三、平衡常数的意义和计算结果的判断
平衡常数的大小反映了反应体系的平衡位置，当平衡常数（K）大于1时，说明生成物的浓度较大；当K小于1时，说明反应物浓度较大。
当K接近于1时，说明反应物与生成物的浓度相差不大。
根据平衡常数计算结果的判断：
1. 如果K >> 1，则可以认为反应向右进行，生成物浓度较大；
2. 如果K <<1，则可以认为反应向左进行，反应物浓度较大；
3. 如果K ≈1，则可以认为反应体系处于动态平衡状态，反应物与生成物的浓度相差不大。
四、影响平衡的因素及其调节
1.温度的影响
温度变化会改变反应物和生成物的浓度，从而影响平衡常数。
根据Le Chatelier原理，当温度升高，平衡常数K变大；当温度降低，平衡常数K变小。
此外，温度对平衡态的影响还取决于反应是否吸热或放热。
2.浓度的影响
改变反应物或生成物的浓度可以改变平衡常数K的大小。
增加任一物质的浓度将促使反应往反应物一侧移动，使K减小；反之，如果减小某物质的浓度，则使K增大。
根据这个原理，可以通过改变物质的浓度来促使反应朝着我们所需的方向进行。
3.压力和体积的影响
对于涉及气体的平衡反应，改变压力和体积也会影响平衡常数K的大小。
根据气体的压力和体积之间的关系，减小体积或增加压力将使K增大；反之，则使K减小。
总结：
高中化学中的四大平衡知识点包括了化学平衡的基本概念、平衡常数及其计算、平衡常数的意义和计算结果的判断，以及影响平衡的因素及其调节。
了解这些知识点对于理解化学平衡的本质及掌握化学平衡反应的条件非常重要。
通过学习和实践，我们可以利用这些知识来预测和调节反应的平衡位置，从而实现对化学反应的控制和应用。