高考化学知识点归纳化学平衡及其他知识总结

化学平衡及其他知识总结

化学平衡（化学反应进行的程度）

——化学平衡研究的对象是可逆反应，不可逆反应不存在程度问题 ——化学平衡主要是研究可逆反应的规律，如反应进行的程度以及各种条件对反应进行情况的影响等 化学平衡状态

在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态

——当一个可逆反应在一定条件下处于化学平衡状态时，我们就说这个反应达到了化学平衡 ——化学平衡状态的建立与反应途径无关，从正反应或逆反应开始都可以建立（等效平衡） 化学平衡的特征：（三大特征）亦可称为化学平衡状态的标志 “动”：V 正＝V 逆≠0，动态平衡（简称“等”） “定”：外界条件一定，各组分百分含量一定（浓度不再改变）（简称“定”） “变”：外界条件改变，平衡被破坏，发生移动而建立新平衡（化学平衡移动） 化学平衡移动：原因——反应条件改变引起V 正≠V 逆

结果——速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化 方向：V 正＞V 逆 向右移动；V 正＜V 逆，向左；V 正＝V 逆，原平衡不移动 影响化学平衡移动的条件

浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，化学平衡正向移动。反之亦然。 压强：增大（或减小）压强，平衡向气体体积缩小（或扩大）的方向移动 温度：升高（或降低）温度，平衡向吸热（或放热）反应方向移动。 ——催化剂对化学平衡状态无影响

分析化学平衡移动的一般思路（所有的平衡问题都是由速率问题解释的）

勒沙特列原理（平衡移动原理）

如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度），化学平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动。（不能改变这种改变）

——勒沙特列原理（亦称平衡移动原理）适合于一切平衡体系。 化学平衡：2NO 2

N 2O 4

电离平衡：NH 3·H 2O NH 4+ ＋OH —

水解平衡：AlO 2- ＋2H 2O Al(OH)3＋OH —

溶解平衡：NaCl Na ++Cl —

其 它：

平衡理论知识网络图

改变条件）（ ）

（：固定值因固体和纯液体浓度为改变固全或纯液体的量因浓度不变气体如容积不变时充入惰性速率不变速率改变逆

正程度相同＝V V 浓度改变压强

应对气体体积无变化的反使用催化剂逆正程度不同V V 温度压强

浓度平衡不移动平衡移动溶解

结晶

——所有平衡问题都是速率问题来解释的。（分析讨论条件改变对正逆反应速率的影响，确定平衡是否移动）

——若为速率问题，讨论的问题主要有四项（浓度、压强、温度、催化剂） ——若为平衡问题，讨论的问题只有浓度、压强、温度三项。 等效平衡举例：

等温等容 2SO

2SO 2＋O 2 a 、0.2 1.8 0.9 b 、1.0 1.0 0.5 c 、2 0 0 d 、0 2 1 等温等压 N 2＋3H 2 2NH 3 a 、1 3 2 b 、2 6 0 c 、0 0 4 c 、n 3n 0 d 、0 0 m 等温、等压或等容2HI H 2＋I 2 a 、2 0 0 b 、0 1 1 c 、m 0 0 d 、0 n n

电解质溶液 胶体

电解质：凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。

非电解质：凡是在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物。

——电解质和非电解质都是在化合物的范筹里讨论的。混合物（包括溶液和单质）既不是电解质，也不是非电解质。

——酸、碱、盐都是电解质（离子化合物必为电解质）

——CO 2、SO 2、NH 3等在水中不能直接电离，因而它们不是电解质，属非电解质

2、 强电解质——在水溶液里全部电离为离子。HI ＝H +＋I －

弱电解质——在水溶液里只有部分电离为离子。CH 3COOH CH 3COO －

＋H + ——判定电解质的强弱，看其在水溶液中的表现。

平衡理论化学平衡

溶解平衡电离平衡水解平衡

等效平衡与相关计算

平衡状态的标志

平衡图像影响化学平衡的因素及关系化学平衡与反应速率的提纯与溶解平衡

物质的分子溶解与结晶影响溶解平衡的因素、的计算溶液水的电离电离平衡的影响因素pH ，离子浓度大小比较水解平衡的应用、看是否导电

——在弱电解质溶液中同时存在弱电解质的电离和离子重新结合生成的电解质分子这两种过程

——升温、促进电离（因弱电解质的电离为吸热过程）；稀释（浓度越小），促进电离。无限稀释，电离度为100%

强电解质和弱电解质的比较

电解质 化学键 电离程度 有否电离平衡

电解质在溶液中

的存在形式

强电解质 离子键或某些具

有极性键共价化合物（NaCl 、HBr ） 完全电离 为不可逆过程 无 NaCl ＝Na + ＋Cl － 水合离子

（Na + 、Cl －

）

弱电解质 具有极性键的共价化合（H 2S 、HF ） 部分电离 可逆过程 有 HF H +＋F － 分子、水合离子

HF 、H +、、F －

——弱电解质的电离平衡是在一定条件（浓度、温度）下的平衡，适应于勒沙特列原理。 ——电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液里有能够自由移动的离子存在。

导电性的强弱主要跟单位体积溶液里能自由移动的离子的多少即自由移动离子的浓度有关（还与离子所带的电荷多少有关），而溶液里离子的浓度又跟电解质的电离程度有关。 ——溶液导电性的不同 是由于溶液里自由移动的离子的浓度不同 是由于电解质的电离程度不同 是由于电解质有强弱之分，这与电解质的化学键有密切关系。 3、水的电离、溶液的pH 值

水的电离 2H 2O H 3O + ＋OH —

H 2O H +＋OH —

（水为极弱电解质）

水的离子积（25℃） K w ＝[H +][OH －

]＝1×10-7×1×10-7＝1×10-14

——水的离子积随温度的变化而变化

——只要在水溶液里，总是有K w ＝[H +][OH －

]＝定值（25℃时，K w ＝1×10-14）

溶液的酸碱性——取决于溶液[H +]与[OH －

]的相对大小

C (H +)＞C (OH －) 酸性

C (H +)＜C (OH －) 碱性

C (H +)＝C (OH －) 中性 无限稀释时，pH ＝7

表示方法：pH ＝－lgC (H +) （适用范围：稀溶液）

测定方法：pH 试纸（整数值） 酸碱指示剂（pH 范围） pH 计（精确值）

溶液的pH 值 换算关系

−→− [H +]pH

pOH

[OH －]pH ＝－lg[H +]pOH ＝－lg[OH －][H +]＝10－pH

[OH －]＝10－pOH pH ＋pOH ＝14

[H +][OH －]＝K w