(完整版)高中化学三大平衡
三大平衡
化学平衡一、化学平衡的影响因素1.浓度：在其他条件不变时增大反应物浓度或减小生成物开始的对应浓度可使平衡向着正反应方向移动；反之亦然。
2.压强：在有气体参加的可逆反应里，在其他条件不变时，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之亦然。
【注意】（1）改变压强的实质是改变参加反应气体物质的浓度，故压强与参加反应的固体或液体物质的反应速率无关。
（2）对于化学方程式中反应前后气体的系数和相等的反应以及平衡混合物都是固体或液体的反应，改变压强，平衡不移动。
3.温度：在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，降低温度，平衡向放热反应方向移动。
4.催化剂：使用催化剂能同时同等程度地改变正、逆反应速率，即正、逆反应速率相对不变。
所以催化剂对平衡移动无影响。
【总结】勒夏特列原理(平衡移动原理)：已达平衡的可逆反应，如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向着减弱这种改变的方向移动。
注意：平衡移动只能减弱条件改变对平衡的影响，不能完全抵消这种改变，更不能扭转这种改变。
水解一、盐类水解的类型及规律1.盐类水解的定义及实质强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阳离子、阴离子可分别与水电离产生的OH－或H+生成弱电解质——弱酸或弱碱，使得溶液中c(H+)≠c(OH－)，因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性。
盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。
盐类的水解会促进水的电离。
2.水解反应离子方程式的书写（1）酸式盐的水解：溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。
①阴离子是较强或中强的酸根，电离为主：NaH2PO4 =Na＋+H2PO4－H2PO4－H＋+ HPO42－（以电离为主）呈酸性H2PO4－+H2OH3PO4 + OH-（水解次之）以电离为主的盐有：NaH2PO4、NaHSO3等，这样的盐溶液呈酸性，考虑离子浓度大小比较时可忽略水解。
②阴离子是弱酸根，如NaHCO3以水解为主：HCO3-+H2OH2CO3-+ OH-（以水解为主）呈碱性HCO3-H+ +CO32-（次要）这类盐还有：KHCO3、K2HPO4、KHS等，这样的盐溶液呈碱性，考虑离子浓度大小比较时可忽略电离。
高考化学二轮复习课件专题08考点1溶液中的“三大平衡”
①反应
CaSO4
＋CO
2－ 3
CaCO3＋SO24－
正
向进
行，
需满足
c（SO24－ c（CO23－
） ）
49 >34
×104(
×
)
第2轮 化学
返回导航
专题八 水溶液中的离子反应与平衡
②
过
滤
后
所
得
清
液
中
一
定
存
在
：
c(Ca2
＋
)
＝
Ksp（CaCO3） c（CO23－ ）
且
c(Ca2 ＋ ) ≤
Ksp（CaSO4） c（SO24－ ）
第2轮 化学
返回导航
专题八 水溶液中的离子反应与平衡
(拓展判断) (1)(2022·辽宁锦州模拟)常温下，浓度均为 1 mol·L－1、体积均为 V0 的两种酸 HA 和 HB，分别加水稀释至体积 V，pH 的变化曲线如图所示。
第2轮 化学
返回导航
专题八 水溶液中的离子反应与平衡
①0≤pH≤5 时，HB 溶液满足：pH＝lgVV0 ( √ ) ②相对 Y 点而言，X 点的导电能力更强，X 点水的电离程度更大( × ) ③中和等体积 1 mol·L－1 的两种酸消耗等浓度的 NaOH 溶液体积：HB＞ HA( × )
第2轮 化学
返回导航
专题八 水溶液中的离子反应与平衡
条件变化
温度
升温 降温
外加
加酸
酸碱
加碱
同离子效应
(加 CH3COONa)
平衡移动方向 向右移动 向左移动 向左移动 向右移动
向左移动
电离程度 增大 减小 减小 增大
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。
解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。
如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。
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。
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。
GAGGAGAGGAFFFFAFAF2、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GAGGAGAGGAFFFFAFAF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。
三大平衡常数
高三化学二轮复习—三大平衡常数1、理解化学平衡常数、电离平衡常数、溶度积的含义，会书写相应的表达式。
2、能利用化学平衡常数进行简单的计算。
3、知道平衡常数的应用。
一、自主复习： 1、平衡常数表达式：对于可逆反应：a A(g)+ b B(g) c C(g)+d D(g)，其中a 、b 、c 、d 分别表示化学方程式中各反应物和生成物的化学计量数。
当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数表达式为： 如CH 3COOH CH 3COO -+ H +，电离平衡常数 。
Fe(OH)3(s) Fe 3+(aq )+ 3OH -(aq ), 溶度积常数 。
2、平衡常数的意义：（1）化学平衡常数K 的大小能说明反应进行的程度（也叫反应的限度）。
K 值越大，表明反应进行得越 ；K 值越小，表示反应进行得越 。
（2）弱酸、弱碱的电离常数能够反映弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。
电离常数越大，弱酸(碱)的酸(碱)性越 ， 反之,则越 。
（3）难溶电解质的K sp 的大小反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
思考：根据下表的数据可以出什么结论？ 结论：Ksp 和S 均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质才有Ksp 越大S 越 的结论。
3、平衡常数的影响因素：平衡常数只与 有关。
若正反应是吸热反应，升高温度，K ；若正反应是放热反应，升高温度，K 。
二、平衡常数的应用1、利用K 值判断反应的热效应例1、现代炼锌的方法可分为火法和湿法两大类。
火法炼锌是将闪锌矿（主要含ZnS ）通过浮选、焙烧使它转化为氧化锌，再把氧化锌和焦炭混合，在鼓风炉中加热至1373-1573K ，使锌蒸馏出来。
主要反应为：①焙烧炉中：2ZnS+3O 2＝2ZnO+2SO 2 ②鼓风炉中：2C+O 2＝2CO ③鼓风炉中：ZnO （s ）+CO （g ） Zn(g)+CO 2（g ）⑴请写出反应③的平衡常数表达式K= ，⑵若在其它条件不变时，在鼓风炉中增大CO 的浓度，平衡将向 移动，此时平衡常数 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
三大平衡常数
达式是平衡时 各生成物浓度 若A为固体,a A(s)+ b B(g) c C(g)+d D(g), 平衡常数表 幂之积与各反 cc(C)• cd(D) 。 达式为： K = 应物浓度幂之 cb(B) -)• c(H+) c (CH COO 3 积的比值。 如CH COOH CH COO-+ H+，电离平衡常数 Ka = 。
例如
相同温度下 Ksp S
AgCl
1．8×10-10
1．5×10-4
Ag2CO3
8．1×10-12
3．2×10-3
3、平衡常数的影响因素：
平衡常数只与 温度 有关。
若正反应是吸热反应，升高温度，K
增大；
若正反应是放热反应，升高温度，K 减小。
三大平衡常数 ——高考“新宠”
考点分析
化学平衡常数、电离平衡常数、沉淀溶解平衡常数位于
三大平衡常数 ——高考“新宠”
考点解读 1、理解化学平衡常数、电离平衡常 数、溶度积的含义，会书写相应 的表达式。 2、能利用化学平衡常数进行简单的 计算。 3、知道平衡常数的应用。
自主复习
1、平衡常数表达式： 对于可逆反应：a A(g)+ b B(g) c C(g)+d D(g)，其中a、 b 、 c 、 d 分别表示化学方程式中个反应物和生成物的化学计量 数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数表 cc(C)• cd(D) 达式为： 。 平衡常数的表 K = a b c (A)• c (B)
NH3 (g) K2 = 3.87 10 2
K1 = K22
2、平衡常数的意义： （1）平衡常数K的大小能说明反应进行的程度（也叫反 应的限度）。K值越大，表明反应进行得越完全 ；K值 越小，表示反应进行得越不完全 。 （ 2 ）弱酸、弱碱的电离常数能够反映弱酸、弱碱酸 碱性的相对强弱。电离常数越大，弱酸(碱)的酸(碱) 性越强， 反之,则越弱 。 （3）一定温度下,用溶度积常数比较溶解度大小,必须 是电解质组成相似的物质。
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1. 动态平衡在化学反应中，当反应物转化为生成物的速率与生成物转化为反应物的速率相等时，反应达到了动态平衡。
动态平衡是指反应物和生成物浓度在一定时间内保持不变的状态。
要点总结：•动态平衡的条件是反应物和生成物之间的相对浓度不变，不是绝对浓度。
•动态平衡的实现需要封闭系统、可逆反应和相对稳定的温度。
•动态平衡可以用平衡常数来描述，平衡常数 K 表示反应物和生成物浓度的比值。
示例：N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)在给定温度下，该反应物质的浓度达到一定的数值后，反应物和生成物之间的浓度保持不变，反应达到平衡。
2. 化学平衡常数化学平衡常数（K）是描述化学反应平衡的一个重要指标，它表示在给定温度下，反应物质的浓度达到稳定时，反应物与生成物之间浓度的比值。
要点总结：•平衡常数与方程式的摩尔系数有关，可由化学方程式中化学物质的浓度表示。
•平衡常数不随反应物质的初始浓度而改变。
•平衡常数与反应方向有关，对于可逆反应，正向和逆向反应的平衡常数互为倒数。
示例：对于可逆反应：aA + bB ⇌ cC + dD平衡常数 K 的表达式为：K = \(\frac{{[C]^c * [D]d}}{{[A]a * [B]^b}}\)3. 平衡位置和平衡移动平衡位置指的是在动态平衡下，反应物和生成物之间浓度的比值。
平衡位置的决定因素主要包括温度、压力和物质的浓度。
要点总结：•当反应物浓度增加时，平衡位置向生成物一侧移动，使反应更倾向于生成物。
•当生成物浓度增加时，平衡位置向反应物一侧移动，使反应更倾向于反应物。
•温度升高对平衡位置的影响因反应方向不同而不同。
示例：对于可逆反应：N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)当向反应器中加入氮气和氢气时，平衡位置向右移动，反应更倾向于产生氨气。
4. 平衡常数与反应条件平衡常数与反应条件之间存在一定的关系。
反应条件的改变可能导致平衡常数的变化，从而影响反应的平衡位置。
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。
1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。
3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。
解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。
当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。
4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。
另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。
如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。
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。
化学二轮考点突破：高考选择题题型突破——溶液中的“三大平衡”
高考选择题题型突破：——溶液中的“三大平衡”【考点透析】1．“三大平衡”的移动原理电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。
这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
2．四大平衡常数水的离子积常数、电离平衡常数、水解平衡常数、溶度积常数是溶液中的四大常数，它们均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热反应。
有关常数的计算，要紧紧围绕它们只与温度有关，而不随其离子浓度的变化而变化进行。
(1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。
(2)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系M(OH)n(s)M n＋(aq)＋n(OH)－(aq)Ksp ＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c(OH－)n·c n(OH－)＝c n＋1(OH－)n＝1n(KW10－pH)n＋1。
(3)反应CdS(s)＋2H＋(aq)Cd2＋(aq)＋H2S(aq)的平衡常数K，则K＝KspKa1·K a2。
3．溶液中离子浓度关系(1)明确“三个”守恒原理①电荷守恒：即电解质溶液中阴离子所带电荷总数等于阳离子所带电荷总数。
根据电荷守恒可准确、快速地解决电解质溶液中许多复杂的离子浓度问题。
②物料守恒：是指物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变。
根据物料守恒可准确快速地解决电解质溶液中复杂离子、分子、物质的量浓度或物质的量的关系。
③质子守恒：是指在电离或水解过程中，会发生质子(H＋)转移，但在质子转移过程中其数量保持不变。
(2)建立解题思维模型①单一溶液⎩⎨⎧酸或碱溶液—考虑电离盐溶液—考虑水解②混合溶液⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧不反应—同时考虑电离和水解反应⎩⎪⎨⎪⎧ 不过量—⎩⎨⎧生成酸或碱—考虑电离生成盐—考虑水解过量—根据过量程度考虑电 离或水解③不同溶液中某离子浓度的变化若其他离子能促进该离子的水解，则该离子浓度减小，若抑制其水解，则该离子浓度增大。
中学化学中的四大平衡
中学化学中的“四大平衡”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，正反应和逆反应同时进行，只是在达到平衡前，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：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．(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：m A(g)＋n B(g) p C(g)＋q D(g)，在一温度下达到平衡时，K＝c p c q c mc n.(2)平衡转化率对于一般的化学反应：a A ＋b B c C ＋d D ，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%＝c 0－c c 0×100%.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 ：＋＋A －，平衡常数K ＝c＋c －c. ②对于一元弱酸BOH ：＋＋OH －，平衡常数K ＝c－c－c.(4)水的离子积水可以发生微弱的电离：2H 23O ＋＋OH －，或者表示为：H 2＋＋OH －.水的电离程度大小是用离子积(K W )来表示的，K W ＝c (H ＋)·c (OH －)，室温下，K W ＝1.0×10－14.(5)溶度积常数对于溶解平衡：A m B n A n ＋(aq)＋n B m －(aq)，K sp ＝[c (A n ＋)]m ·[c (B m －)]n ，与其他平衡一样，K sp 仅受温度的影响．二、四大平衡的相同点比较 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：2．都可以用勒夏特列原理来解释勒夏特列原理：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CH 3COONa 溶液中存在：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (CH 3COO －)＋c (OH －)，因溶液呈碱性，则c (Na ＋)>c (CH 3COO －)>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NH 4Cl 溶液中存在氮元素守恒：c (NH 3·H 2O)＋c (NH ＋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H 2O 的电离，其质子转移情况可作如下分析：根据质子守恒有c (H 2S)＋c (H 3O ＋)＝c (S 2－)＋c (OH －)，即c (H 2S)＋c (H ＋)＝c (S 2－)＋c (OH －)．如：在K 2S 溶液中，H 2O 电离出的OH －存在如下关系：c (OH －)＝c (H ＋)＋c (HS －)＋2c (H 2S)． 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．已知：SO 2(g)＋12O 23(g) ΔH ＝－98 kJ·mol －1。
三大平衡常数
增大一种反应物的浓度，能提高另一种反应物的转化率，而本
身结的转论化：率减小
二、电离平衡常数
例3（2008山东卷）碳氢化合物完全燃烧生成CO2和H2O。
常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的
pH=5.60，c(H2CO3)=1.5×10-5 mol·L-1。若忽略水的电离
及H2CO3的第二级电离，则H2CO3 ＝HCO3-＋H+的平衡常数
α(CO)= 50% α(H2O)= 50%
c(CO) : c(H2O) = 1:4 时
CO + H2O CO2 + H2
起始c 1 4
00
转化c -x -x +x +x
平衡c 1-x 4-x x x
K=
x2
(1-x)(4-x )
=1
解得 x = 0.8 α(CO)= 80% α(H2O)= 20%
③利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，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，则有以下结论：
K/＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态；
K/＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向正反应方向进行；
方法规律：化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与
温度有关，与反应物、生成物的浓度无关，当然也不会随压强的变化而 变化，即与压强无关。
针对性训练：
1.高炉炼铁中发生的基本反应如下：FeO(s)+CO(g)= Fe(s)+CO2(g)（正反应为吸热反应），已知1100℃时，该反 应的化学平衡常数为0.263。若在1100℃时，测得高炉中 c(CO2)=0.025mol/L，c(CO)=0.1mol/L，在这种情况下该反 应是否处于平衡状态_______(填“是”或“否”)，此时化 学反应速率是V正____V逆(填“大于”、“小于”或“等 于”)，其原因 是 。
2021届高三化学考前复习 溶液中的三大平衡及影响因素讲义(梳理+训练)
2021届高三化学考前复习学案及训练溶液中的三大平衡及影响因素高考必备知识梳理1．三大平衡影响因素电离平衡CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋水解平衡 CH 3COO －＋H 2O CH 3COOH ＋OH －沉淀溶解平衡AgCl(s)Ag ＋(aq)＋Cl －(aq)弱电解质溶液能水解的盐溶液难溶电解质2．影响水电离程度大小的常考因素⎭⎪⎬⎪⎫降低温度加入酸、碱加入可电离出H ＋的某些盐，如NaHSO 4等←――抑制电离水的电离――→促进电离⎩⎪⎨⎪⎧升高温度加入可水解的盐，如Na 2CO 3、NH 4Cl 等3．溶液中离子浓度大小比较 (1)紧扣两个微弱弱电解质的电离是微弱的，大多数盐类的水解也是微弱的。
(2)牢记三大守恒①电荷守恒：电解质溶液中阴离子所带负电荷总数等于阳离子所带正电荷总数。
如(NH 4)2CO 3与NH 4HCO 3的混合溶液中一定有： c (NH ＋4)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (OH －)。
②物料守恒：物质发生变化前后，有关元素的存在形式不同，但元素的种类和原子数目在变化前后保持不变，可解决电解质溶液中离子、分子的物质的量浓度或物质的量的关系。
如：0.1 mol·L －1 NaHCO 3溶液中一定有c (Na ＋)＝c (HCO －3)＋c (CO 2－3)＋c (H 2CO 3)＝0.1 mol·L －1。
0．1 mol·L －1 CH 3COOH 溶液与0.1 mol·L －1 CH 3COONa 溶液等体积混合一定有：c (CH 3COOH)＋c (CH 3COO－)＝2c (Na ＋)＝0.1 mol·L －1。
③质子守恒：在电离或水解过程中，会发生质子(H ＋)转移，但质子转移过程中其数量保持不变。
将混合溶液中的电荷守恒式和物料守恒式相联立，通过代数运算消去其中未参与平衡移动的离子，即可推出溶液中的质子守恒式。
【高考复习】高考化学模拟练习：溶液中的三个平衡与三个守恒
【高考复习】高考化学模拟练习：溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段，溶液中的三个平衡点包括电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡。
这三个平衡都遵循勒夏特利尔原理——当系统只有一个条件发生变化时，平衡会朝着削弱这种变化的方向移动。
1.电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。
电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。
2.弱酸盐溶液的酸碱性取决于弱酸根离子的相对电离度和水解度。
① 如果水解度大于电离度，则溶液为碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；② 如果电离度大于水解度，则溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4等。
3.沉淀溶解平衡的应用沉淀的形成、溶解和转化可用于生产、生活和医疗中的污水处理、物料净化、疾病检测和处理。
在解决这类问题时，应充分利用平衡运动原理进行分析。
当qc＞ksp时，生成沉淀；当qc＜ksp时，沉淀溶解；当qc＝ksp时，达到平衡状态。
4.彻底的双重水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。
需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：当al3+分别遇到alo2－、co32－、hco3－、s2－时，[3alo2－+al3++6h2o===4al(oh)3↓]；当fe3+分别遇到co32－、hco3－、alo2－时；还有nh4+与al3+；sio3与fe3+、al3+等离子的混合。
此外，当一些盐溶液被加热时，促进水解，当其中一种水解产物是挥发性酸时，酸的挥发促进水解。
因此，加热和汽蒸这些盐溶液不能得到相应的溶质，而是得到相应的碱（或相应的金属氧化物）。
例如：① 易水解金属阳离子的挥发性强酸盐溶液蒸发得到氢氧化物，然后加热得到金属氧化物。
例如，将FeCl 3、AlCl 3和Mg（NO 3）2溶液蒸发至干燥并燃烧，以获得Fe 2O 3、Al 2O 3和MgO，而不是FeCl 3、AlCl 3和Mg（NO 3）2固体；② 将易被金属阳离子水解的难挥发强酸盐溶液蒸发干燥，得到Al2（SO4）3、Fe （SO4）3等原始溶质。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
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。
3、沉淀溶解平衡
定义：在水溶液中，在一定温度下，难溶电解质晶体与溶解在溶液中的离子之间存在溶解和结晶的平衡，也称为多项离子平衡。
范围：难溶性的酸碱盐（水溶液中浓度低于1X10^-5）
外界影响因素：1）温度：与物质本身的溶解度与温度的关系有关。
溶解度随温度升高而增大，则加热使平衡向正方向移动，反之，亦然。
2）浓度：同离子效应。