化学四大平衡
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中存在四大平衡相互影响的问题，包括溶解度平衡、酸碱中和平衡、氧化还原平衡和配位平衡。
这些平衡相互影响的问题在无机化学研究和应用中具有重要的意义。
本文将对这四大平衡相互影响的问题进行探讨。
溶解度平衡和酸碱中和平衡存在相互影响。
溶解度平衡是指溶解物质在溶液中溶解与析出的反应，它可以用溶解度积常数（Ksp）来描述。
而酸碱中和平衡是指酸与碱在溶液中反应生成盐和水的反应。
溶解度平衡和酸碱中和平衡之间的相互影响可以通过下面的方程式描述：\[\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{OH}^-\]\[\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O}\]水的自电离产生的\(\text{H}^+\)和\(\text{OH}^-\)可以影响溶液中一些物质的溶解度。
当溶液中有一种物质的溶液度积常数（Ksp）小于水的离子乘积（\(\text{K}_\text{w} = \text{H}^+ \times \text{OH}^-\)）时，该物质会溶解；而当Ksp大于\(\text{K}_\text{w}\)时，该物质会析出。
水的离子乘积会对溶解度平衡产生影响。
与此溶液中的酸和碱也会对溶解度平衡产生影响。
当溶液中有酸或碱存在时，它们会与溶解物质中的阳离子或阴离子结合，从而改变了这些离子的活性，导致溶解度发生变化。
当一种酸与一个可溶性盐中的阴离子结合时，该盐的溶解度会降低；而当一种碱与一个可溶性盐中的阳离子结合时，该盐的溶解度会增加。
氧化还原平衡和配位平衡存在相互影响。
氧化还原平衡是指电子的转移反应，常常涉及到氧化剂和还原剂之间的相互转化。
配位平衡是指配位化合物中金属离子和配体之间的相互作用。
氧化还原平衡和配位平衡之间的相互影响可以通过下面的方程式描述：\(\text{M}^n+\)表示金属离子，\(\text{Ox}\)表示氧化剂，\(\text{Red}\)表示还原剂，\(\text{L}\)表示配体。
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。
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中的四大平衡相互影响一直是化学领域研究的重要课题。
这四大平衡包括了溶解平衡、配位化学平衡、氧化还原平衡和放射化学平衡。
它们之间相互影响，相互制约，共同构成了无机化学体系的平衡网络。
本文将从这四大平衡的相互影响出发，探讨它们之间的关系以及在实际应用中的重要意义。
我们来了解一下这四大平衡的基本概念。
溶解平衡是指当某种物质溶解时，其分子或者离子与溶剂之间的相互作用所导致的动态平衡。
在溶解过程中，溶质的溶解度是一个很重要的参数，它受溶液中其他物质浓度、温度等因素的影响。
配位化学平衡是指配合物（也称配合物离子）的形成与分解反应，通常包括了络合离子的形成常数和络合物的稳定性常数等参数。
氧化还原平衡是指涉及到电子转移的化学反应。
在这种反应中，一个物质被氧化，同时另一个物质被还原。
氧化还原反应的平衡常数可以通过电动势或者标准氧化还原电位来进行定量描述。
放射化学平衡是指放射性核素的衰变反应。
放射性核素具有一定的衰变速率，它们的衰变反应也有平衡定律，可以通过半衰期来进行描述。
这四大平衡在无机化学中起着至关重要的作用，它们之间的相互影响也是无机化学研究的一个重要课题。
首先来看溶解平衡和配位化学平衡之间的相互关系。
实际上，溶解平衡和配位化学平衡之间存在着密切的联系。
溶解平衡中的配位化学过程对溶解度的影响是非常显著的。
以金属离子配位化学为例，金属离子在水中溶解时，往往会形成水合离子，而这些水合离子又会与配体形成络合物。
这种络合物的形成会影响金属离子的溶解度，从而影响溶解平衡。
配位化学过程中，配合物的稳定性也受到了溶液中其他物质的影响，例如存在其他金属离子、配体或者其它配位物等都会影响络合物的形成和分解反应，进而影响配位化学平衡的达到。
溶解平衡和配位化学平衡之间存在着相互影响，它们共同决定了一种物质在溶液中的化学行为。
接下来，我们看一看氧化还原平衡和放射化学平衡之间的相互影响。
氧化还原平衡和放射化学平衡之间的联系主要体现在两个方面，一是在氧化还原反应中，电子的转移往往受到溶液中其他物质的影响，有些物质可以促进还原反应的进行，有些物质则会抑制还原反应的发生。
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中的四大平衡包括酸碱平衡、氧化还原平衡、配位平衡和沉淀平衡。
这些平衡之间会相互影响，导致化学反应的方向和速率发生变化。
下面将详细探讨这些平衡之间的相互影响。
首先是酸碱平衡和氧化还原平衡之间的关系。
酸碱反应中通常伴随有氧化还原反应，而氧化还原反应也会发生酸碱反应。
在酸碱平衡中，如果有一种物质发生氧化还原反应，那么该反应将对酸碱平衡造成影响。
如果一种物质发生还原反应，会释放出氢气，从而增加溶液的酸性，导致酸碱平衡向酸性方向偏移。
相反地，如果一种物质发生氧化反应，会消耗氢气，减少溶液的酸性，导致酸碱平衡向碱性方向偏移。
再次是酸碱平衡和沉淀平衡之间的关系。
在沉淀反应中，溶液中的阳离子和阴离子结合形成固体沉淀。
而酸碱反应会影响沉淀平衡的方向和速率。
如果酸碱反应生成了强酸或弱碱，会增加阳离子的浓度，导致溶液中反应生成的沉淀浓度增加，促使沉淀反应向生成沉淀的方向偏移。
相反地，如果酸碱反应生成了弱酸或强碱，会减少阳离子的浓度，导致溶液中反应生成的沉淀浓度减少，促使沉淀反应向解离沉淀的方向偏移。
最后是氧化还原平衡和配位平衡之间的关系。
氧化还原反应中的金属离子可以与配体结合形成配合物。
配位反应会影响氧化还原平衡的方向和速率。
具体而言，如果配位反应中的配合物是氧化剂，会促使氧化反应进行，增加金属离子的氧化态；如果配位反应中的配合物是还原剂，会促使还原反应进行，减少金属离子的氧化态。
配位反应的进行会改变氧化还原平衡反应的方向和速率。
无机化学中的四大平衡相互影响，导致化学反应的方向和速率发生变化。
了解这些相互影响关系对于理解和控制无机化学反应具有重要意义。
化学四大平衡笔记
化学四大平衡笔记
1、能量守恒定律：能量守恒定律认为，一个系统内所有能量的总和
是不变的，即能量在系统内转移，但总量不变。
2、熵守恒定律：熵守恒定律认为，熵（混乱程度）在系统中总是增加，并且不可逆转。
3、平衡位移定律：平衡位移定律认为，当一个化学反应放置在适当
的环境中时，反应趋向于使系统进入势能最低的状态，从而达到平衡位移。
4、 Le Chatelier定律：Le Chatelier定律认为，当一个化学反应
受到外界影响时，它会作出变化，以抵消外力的影响，从而尽快重新达到
平衡。
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，
四大平衡常数的相互关系及判定
高中化学四大平衡常数的相互关系及判定杨小过电解质溶液中的电离常数、水的离子积常数、水解常数及溶度积常数是在化学平衡常数基础上的延深和拓展，它是定量研究平衡移动的重要手段。
在复习时就要以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒定律为计算依据，以各平衡常数之间的联系为突破口，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认识结构体系.1.四大平衡常数的比较HA H＋＋A－，电离常数K a＝c(H＋)·c(A－) c(HA)BOH B＋＋OH－，电离常数K b＝c(B＋)·c(OH－)c(BOH)A－＋H2O OH－＋HA，水解常数K h＝c(OH－)·c(HA)c(A－)M A的饱和溶液：K2．四大平衡常数间的关系(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。
(2)NH4Cl、NH3·H2O溶液中，K b、K h、K W的关系是K W＝K b·K h。
(3)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系是K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·cn(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n⎝⎛⎭⎫K W10－pH n＋1。
3．四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动方向(2)如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH －)减小，由于电离常数为c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )，此值不变，故c (NH ＋4)c (NH 3·H 2O )的值增大。
(3)利用K sp 计算沉淀转化时的平衡常数 如：AgCl ＋I－AgI ＋Cl －[已知：K sp (AgCl)＝1.8×10－10、K sp (AgI)＝8.5×10－17]反应的平衡常数K ＝c (Cl －)c (I －)＝c (Ag ＋)·c (Cl －)c (Ag ＋)·c (I －)＝K sp (AgCl )K sp (AgI )＝1.8×10－108.5×10－17≈2.12×106。
四大动态平衡对比
(4)沉淀解平衡
难溶电解质在水溶液中并不是完全不溶，其 溶解产生旳离子脱离难溶物进入溶液，溶液中旳 离子又会结合成难溶电解质．
影响沉淀溶解平衡旳原因： 主要是浓度、温度和能与难溶电解质相应离子 反应旳其他离子．
3、描述措施不同
(1)、化学平衡常数
对于一般旳化学反应：mA(g) + nB(g) ≒ pC(g) + q D(g)
化学平衡
电离平衡
动态平衡 水解平衡
1、相同点 2、不同点
溶解平衡
一、四大平衡旳相同点比较
1．可逆性 全部旳平衡都建立在可逆“反应”旳基础上，也就是说上 述四种平衡都相应着一种可逆变化， 如下表：
平衡 化学平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
化学反 弱电解
可逆 应中旳 质电离
反应 可逆反 旳可逆
影响弱电解质电离旳原因 主要是浓度及温度．
(3)水解平衡
盐类水解旳根本原因是：
某些盐类溶解于水后，其电离出旳阴、阳离 子与水电离出旳H＋、OH－结合，对水旳电离平 衡造成了影响，即增进了水旳电离平衡，使水旳 电离平衡向正反应方向移动，造成溶液中旳氢离 子浓度、氢氧根离子浓度发生变化．
盐类水解旳规律如下： 有弱才水解 无弱不水解 越弱越水解 谁强显谁性 无弱呈中性
应
工业 举例 上合
成氨
溶液 中旳 弱电 解质
能够水解旳盐类， 涉及强碱弱酸盐、 强酸弱碱盐及弱 酸弱碱盐
溶液中 旳难溶 电解质
醋酸溶液 氨水等
碳酸钠 氯化铁 醋酸铵等
溶液中旳 氯化银 硫酸钡等
2．产生原因及影响原因不同 (1)化学平衡
可逆反应中，正反应和逆反应同步进行，只是在到 达平衡前，正反应速率不小于逆反应速率，
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学是化学的一个重要分支，研究的是无机物质的结构、性质、反应和应用。
在无机化学中，平衡是一个重要的概念，平衡的相互影响是无机化学研究的一个重要课题。
在无机化学中，存在着四大平衡相互影响的问题，即配位平衡、溶解平衡、氧化还原平衡和酸碱平衡。
这些平衡相互影响的问题对于理解无机化学的基本原理和应用具有重要意义。
一、配位平衡在无机化学中，配位平衡指的是金属离子与配体之间的配位反应。
金属离子通过配位反应与配体形成配合物，配位平衡是指配合物的形成和解离之间的平衡过程。
在配位平衡中，金属离子与配体的结合和解离是相互影响的。
当金属离子与配体形成配合物时，会释放出相应的热量或吸收热量，而解离时也会释放出或吸收热量。
这种热量的释放和吸收会影响配位平衡的位置和方向。
在配位平衡中，配体的种类和性质也会对配位平衡产生影响。
不同种类和性质的配体对于金属离子的配位能力不同，会导致不同的配合物形成和解离速度。
配体的种类和性质也是影响配位平衡的重要因素。
二、溶解平衡溶解平衡是指固体物质在溶液中溶解和析出之间的平衡过程。
在无机化学中，溶解平衡是一种重要的平衡反应，影响着溶解度和溶解度积的数值。
在溶解平衡中，溶质和溶剂之间的相互作用导致了溶质在溶剂中的溶解和析出。
溶质的溶解度和溶解度积与溶质在溶解和析出过程中的活度有关，而活度又与溶质的摩尔浓度、离子活度和溶液的离子强度有关。
在溶解平衡中，溶质和溶剂之间的相互作用和溶质的活度会影响溶解平衡的位置和方向。
在溶解平衡中，溶质的晶体形态和晶格结构也会对溶解平衡产生影响。
不同的晶体形态和晶格结构会导致晶体在溶剂中的溶解度不同，从而影响溶解平衡的位置和方向。
三、氧化还原平衡氧化还原平衡是指氧化剂和还原剂在氧化还原反应中的平衡过程。
在无机化学中，氧化还原反应是一种重要的反应类型，涉及到电子的失去和获得。
在氧化还原平衡中，氧化还原剂和还原剂之间的电子转移和氧化态的改变决定了氧化还原反应的方向和速率。
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。
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中，平衡是化学反应过程不可或缺的一个重要因素。
在平衡反应中，不同的化学物质达到一种稳定的状态，使反应的趋势达到一种动态平衡。
无机化学中有四种重要的平衡类型：酸碱平衡、络合平衡、氧化还原平衡和溶解度平衡。
在实际应用中，这四种平衡类型之间常常相互影响，本文就这方面的问题进行了一些探讨。
一、酸碱平衡与络合平衡的相互影响酸碱平衡与络合平衡是两种不同的平衡体系，但它们之间存在着相互影响和关联。
酸碱平衡中，酸和碱之间的反应会产生H+或OH-离子，从而对络合平衡产生影响。
例如，当酸反应与含有配位基的金属离子形成络合物时，酸会影响络合物的形成和稳定性。
强酸可以去除络合物中的配位基，使络合物分解，而弱酸则只有在高浓度下才能影响络合平衡。
另一方面，络合物也可以影响酸碱平衡。
络合物中含有的金属离子可以与水分子或OH-离子相结合，从而降低水或OH-的浓度，影响酸碱平衡的pH值。
例如，阴离子的络合物可以与H+离子结合，从而降低H+离子的活性，使解离程度降低。
酸碱平衡与氧化还原平衡之间也存在着相互影响。
在一些情况下，酸碱平衡可以影响氧化还原平衡。
例如，在化学电池中，阴极和阳极的反应需要在一定的酸碱度下才能进行，否则电化学反应会受到影响。
氧化还原反应也能够对酸碱平衡造成影响。
氧化还原反应可以产生H+离子或OH-离子，从而影响酸碱度。
例如，在用还原剂还原过量的酸溶液中，氢离子的活度增加，从而降低pH值。
由此可见，酸碱平衡和氧化还原平衡之间的相互作用是十分复杂的，需要进行综合考虑。
酸碱平衡与溶解度平衡之间也存在相互影响。
酸性或碱性条件下，物质的溶解度会受到影响。
弱酸溶液中，对弱碱溶液也有影响，因为它们的物质性质相似，可以发生中和反应。
比如，一些金属氢氧化物在碱性条件下可以被中和，形成相应的盐。
另一方面，溶解度平衡也可以影响酸碱平衡。
溶解度平衡中，当酸或碱与溶质反应形成盐时，反应会受到盐的溶解度的影响。
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中四大平衡包括酸碱平衡、溶解度平衡、氧化还原平衡和配位平衡。
这些平衡之间存在着相互影响和相互制约的关系，进一步影响了无机化学反应的进行和结果。
酸碱平衡和溶解度平衡相互影响。
酸性和碱性溶液中的离子可以影响化合物的溶解度。
例如，当碳酸钙在酸性溶液中溶解时，碳酸根离子会被质子取代，减少了碳酸根离子的浓度，而随着CO2的溶解，Ca2+离子的溶解度也会发生变化。
此外，酸碱反应也可能导致溶液中某些化合物的反应性的改变，从而影响到它们的溶解度。
溶解度平衡和配位平衡相互影响。
在一些离子盐的溶液中，配位离子可以与离子盐的阳离子或阴离子形成络合物。
这些络合物的形成可以影响化合物的溶解度。
例如，NaCl的溶解度受到Na+和Cl-离子的浓度的影响，而Cu(OH)2的溶解度可以受到NH3等配位基的影响而改变。
此外，在金属离子和配体之间的配位平衡中，化合物的溶解度也可能发生改变。
配位平衡和氧化还原平衡相互影响。
在某些情况下，金属离子可以在与某些配体配位时发生氧化还原反应。
例如，Fe2+在配位过程中可以被氧气氧化为Fe3+，而Cu2+可以被盐酸还原为Cu+。
另外，金属离子的氧化状态也可能影响到它们的配位倾向性。
例如，Fe2+通常更易形成六配位的络合物，而Fe3+通常更易形成四配位的络合物。
氧化还原平衡和酸碱平衡相互影响。
在氧化还原反应中，一些反应会导致水溶液中产生酸或碱。
例如，Fe2+被氧化为Fe3+时，反应会产生H+离子，形成酸性溶液。
另外，氧化还原平衡也可能影响到酸碱反应的进行。
例如，当铁与盐酸反应时，氧化态为+2的铁更易发生反应，而氧化态为+3的铁较难反应。
总之，无机化学中的四大平衡相互影响，产生了许多复杂的现象。
在进行无机化学反应时，需要理解这些影响，以准确地预测和控制反应的进行和结果。
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。
四大平衡常数详解
对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)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?以一元弱酸HA为例：HA H＋＋A－，电离常数K a＝c?H＋?·c?A－?c?HA?因素度，K值增大高温度，K w增大质的性质和温度有关考点一化学平衡常数常考题型1.求解平衡常数；2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度；3．计算转化率(或产率)；4．应用平衡常数K判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。
对策从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力。
1．高炉炼铁过程中发生的主要反应为13Fe2O3(s)＋CO(g)23Fe(s)＋CO2(g)。
已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：温度/℃ 1 000 1 150 1 300平衡常数 4.0 3.7 3.5请回答下列问题：(1)该反应的平衡常数表达式K＝________，ΔH________0(填“>”“<”或“＝”)；(2)在一个容积为10 L的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe、Fe2O3、CO、CO2各1.0 mol，反应经过10 min后达到平衡。
求该时间范围内反应的平均反应速率v(CO2)＝________，CO的平衡转化率＝________。
2．已知可逆反应：M(g)＋N(g)P(g)＋Q(g)ΔH＞0，请回答下列问题：(1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝1 mol/L，c(N)＝2.4 mol/L；达到平衡后，M的转化率为60%，此时N的转化率为________。
(2)若反应温度升高，M的转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。
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。
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中学化学平衡理论体系及勒夏特列原理得应用中学化学教材中,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。
化学平衡就是这一平衡理论体系得核心。
系统掌握反应速率与化学平衡得概念、理论及应用对于深入认识其她平衡,重要得酸、碱、盐得性质与用途,化工生产中适宜条件得选择等,具有承上启下得作用;对于深入掌握元素化合物得知识,具有理论指导意义。
正因为它得重要性,所以,在历年高考中,这一部分向来就是考试得热点、难点。
一、化学平衡理论1、化学平衡定义:2、勒夏特列原理:3、勒夏特列原理得应用:1、下列事实中不能用勒夏特列原理来解释得就是( )A、往硫化氢水溶液中加碱有利于S2-得增加B、加催化剂有利于合成氨反应C、合成氨时不断将生成得氨液化,有利于提高氨得产率。
D、合成氨时常采用500℃得高温2、已知工业上真空炼铷(熔融)原理如下:2RbCl +Mg == MgCl2 +2Rb(g),对于此反应得进行能给予正确解释得就是( )A、铷得金属活动性不如镁强,故镁可置换铷。
B、铷得沸点比镁低,把铷蒸气抽出时平衡右移。
C、氯化镁得稳定性不如氯化铷强。
D、铷得单质状态较化合态更稳定。
3、在加热条件下,KCN 溶液中会挥发出剧毒得HCN,从平衡移动得角度来瞧,挥发出HCN得原因就是。
为了避免产生HCN,应采取得措施就是向KCN溶液中加入。
4、把FeCl3溶液蒸干并灼烧,最后得到得主要固体产物就是其原因就是。
5、把Al2(SO4)3溶液蒸干,最后得到得主要固体产物就是其原因就是。
6、在泡沫灭火剂中放入得两种化学药品就是NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液,其灭火原理就是什么？7、请解释:为什么生活中饮用得碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。
解释:碳酸型饮料中未溶解得二氧化碳与溶解得二氧化碳存在平衡:CO2(g) CO2(aq),打开瓶盖时,二氧化碳得压力减小,根据勒夏特列原理,平衡向释放二氧化碳得方向移动,以减弱气体得压力下降对平衡得影响。
因此,生活中饮用得碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。
二、中学化学常见四大平衡1)Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq) 2)HAc(aq) H+(aq)+Ac-(aq)3)CO+Cu2O Cu+CO2 4)CH3COOH+CH3CH2OH CH3COOCH2CH3+H2O5)C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) 6)HCO3-(aq) H+(aq)+CO32-(aq)2、常见四大平衡研究对象及举例A、化学平衡:可逆反应。
如:; 加热不利于氨得生成,增大压强有利于氨得生成。
例1、竖炉冶铁工艺流程如图,使天然气产生部分氧化,并在特殊得燃烧器中使氧气与天然气燃烧CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g),催化反应室发生得反应为:CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)∆H1=+216kJ/mol;CH4(g)+ CO2(g)2CO(g) + 2H2(g) ∆H2=+260kJ/mol(不考虑其她平衡得存在),下列说法正确得就是ADA.增大催化反应室得压强,甲烷得转化率减小B.催化室需维持在550～750℃,目得仅就是提高CH4转化得速率C.设置燃烧室得主要目得就是产生CO2与水蒸气作原料气与甲烷反应D.若催化反应室中,达到平衡时,容器中n(CH4)=amol,n(CO)=bmol,n(H2)=cmol,则通入催化反应室得CH4得物质得量为a+(b+c)/4例2:一定条件下,向密闭容器中投入3mol H2与1mol N2,发生如下反应:N2+3H22NH31)完成v-t图①1min 时达到平衡; ②第2分钟时加入N2,3分钟时重新达到平衡;③第4分钟时升温,第5分钟时重新达到平衡;④第6分钟时扩大容器体积,第7分钟时达到新得平衡⑤第8分钟时加入催化剂; ⑥第9分钟时降温,第10分钟时重新达到平衡;⑦第11分钟时移走NH3,第12分钟时重新达到平衡2)反应正方向移动得时间段:_____________________________________;3)反应逆方向移动得时间段_____________________________________;4)达到平衡得时间段_____________________________________;5)平衡时保持不变得物理量:_____________________________________;A.c(N2)B.n(NH3)C.H2得转化率D.压强E.气体得平均摩尔质量F.气体得密度G.V正H.V逆【练习】1.(6分)将4 mol SO3气体与4 mol NO置于2L容器中,一定条件下发生如下可逆反应(不考虑NO2与N2O4之间得相互转化):2SO3(g) 2SO2+O2、2NO+O2 2NO2⑴当上述系统达到平衡时,O2与NO2得物质得量分别为n(O2)=0、1 mol、n(NO2)=3、6 mol,则此时SO3气体得物质得量为。
⑵当上述系统达到平衡时,欲求其混合气体得平衡组成,则至少还需要知道两种气体得平衡浓度,但这两种气体不能同时就是SO3与,或NO与(填它们得分子式)。
⑶在其它条件不变得情况下,若改为起始时在1 L容器中充入2 molNO2与2 molSO2,则上述两反应达到平衡时,c (SO2)平= mol/L。
1.(6分,每空2分)⑴0、2 mol ⑵SO2、NO2⑶1、92.在一个固定体积得密闭容器中,保持一定温度,进行以下反应:H2(g)＋Br2(g)＝2HBr(g)已知加入1molH2与2molBr2时,达到平衡后生成a mol HBr(见下表“已知”项)。
在相同条件下,且保持平衡时各组分得质量分数不变,对下列编号(1)～(3)得状态,请填写表中编号起始状态平衡时HBr得物质得量(mol) H2Br2HBr已知 1 2 0 a(1) 2 4 0(2) 1 0、5a(3) m2、(1)2a (2)0 0、5 (3)2(n-2m) (n-m)aB、电离平衡:弱电解质。
如:; 加热促进电离,稀释电离度增大。
例.试用简单得实验证明,在醋酸溶液中存在着CH3COOH得电离平衡。
1、验证HAc就是弱电解质方法现象解释1、测定NaAc溶液得pH值2、测定0、1mol/LHAc溶液得pH值2、水得电离1、液氨与水性质相似,也存在微弱得电离:2NH3 NH4++NH2-,其离子积常数K=c(NH4+)·c(NH2-)=2×l0-30,维持温度不变,向液氨中加入少量NH4Cl固体或NaNH2固体,不发生改变得就是( )A.液氨得电离度B.液氨得离子积常数C.c(NH4+)D.c(NH2-)2、(4分)中学化学实验中,淡黄色得pH试纸常用于测定溶液得酸碱性。
在25℃时,若溶液得pH=7, 试纸不变色;若pH〉7, 试纸变蓝色。
而要精确测定溶液得pH,需要用pH计。
pH计主要通过测定溶液得c(H+),来测定溶液得pH。
(1)已知水中存在如下平衡:H2O+ H2O H3O++OH－; △H>0kJ·mol－1现要使平衡向右移动,且所得得溶液呈酸性,选择得方法就是___________(填编号)A、向水中加入NaHSO4B、向水中加入Cu(NO3)2C、加热水至100℃[其中c(H+)=1×10－6mol·L－1]D、向水中加入(NH4)2SO4(2)现要测定100℃沸水得pH及酸碱性,若用pH试纸测定,则试纸显_______色,溶液呈_____性(填酸、碱或中);若用pH计测定,则pH________7(填“大于”、“等于”或“小于”)2、(各1分) (1)BD (2) 红,中;小于3、(8分) 重水(D2O)得离子积K w=1、6×10 -15 mo12·L-2、,可以用pH一样得定义来规定pD=-lg[D+],试求该温度下:①重水得pD＝？②含0、01molNaOD得D2O溶液1L,其pD=？③溶解0、01molDCl得D2O溶液1L,其pD=？④在100mL0、25mol、L-1得DCl重水溶液中,加入50mL0、2 mo1·L-1得NaOD得重水溶液,其pD=？3、①[D+]=[OD-]=4×10-8mol、L-1pD=-lg[D+]=-lg4×10-8=8-2lg2≈7、4;②pD=-lg[D+]=-lg16×10-14≈12、8;③pD=-lg[D+]=-lg0、01=2; ④[D+]=0、1(mol、L-1);pD=-lg[D+]=-lg0、1=1、C、水解平衡:弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。
如:;△H>0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。
【强化练习】1、在相同温度下,等体积等物质得量得浓度得4种稀溶液:①Na2SO4、②H2SO4、③NaHSO4、④Na2S中所含带电微粒数由多到少得顺序就是(PH？)A ①=④>③=②B ④=①>③>②C ①>④>③>②D ④>①>③>②2.常温下,pH=5得H2SO4与Al2(SO4)3溶液中,水得电离度分别为α1与α2,则α1与α2得关系为,由水电离出得[H＋]之比为。
3、BiCl3水解生成BiOCl沉淀、(1)写出水解反应得离子方程式_______________________(2)医药上把BiOCl叫作次氯酸铋,该名称________(填“合理”或“不合理”),其理由就是_________________ 、(3)配制BiCl3溶液时,其方法就是__________________________、(4)把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液可得到澄清溶液,其原因就是__________________4.(3分)某温度下0、1mol/LNa2CO3溶液中c(Na+)/c(CO32-)=20/9,其原因就是_________________________。
现往Na2CO3溶液中通入一定量得CO2后,c(Na+)/c(CO32-)=5/2,其原因就是________________________,此时c(HCO3-)得物质得量浓度为_________________________(体积变化忽略)。
1、D2、α2=10000α11:104一定物质得量得醋酸溶液冲稀100倍,测其PH(其它方法合理亦可)3 、(1)BiCl3＋H2O＝BiOCl↓＋2HCl (2)不合理因BiOCl中Cl呈－1价而非＋1(3)将BiCl3溶于含适量HCl得蒸馏水中(4)BiOCl＋H2OBiOCl＋2H+＋2Cl-,[Cl－]增大时,抑制了BiCl3水解4.(各1分)CO32-水解,c(CO32-)减小;CO2与Na2CO3发生反应生成NaHCO30、12mol/LD、溶解平衡:气体或固体溶于水形成得饱与溶液中形成得平衡体系,通常为固体得溶解平衡(1)气体得溶解平衡如:当加入NaCl、CaCO3等时平衡会发生移动。