专题——高中化学中“四大平衡”剖析

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2012 高考导视
1.了解化学反应的可逆性。
2.了解化学平衡建立的过程。 化学平衡是高频考点，尤其
理解化学平衡常数的含， 是平衡常数、转化率等的计算，
能够利用化学平衡常数进 平衡移动原理的应用。
行简单的计算。
考查形式方面，平衡常数常
3.理解外界条件(浓度、温度、常是以新的化工生产、科研领
大或减小所有气体浓度，故也为“增谁谁多，减谁谁少”体
现）。
同样可以应用勒夏特列原理解释电离平衡、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．
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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；
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．
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(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：
平衡 化学 电离平衡
类型 平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
能够水解的盐类，
可逆的
研究
溶液中的 包括强碱弱酸盐、溶液中的难溶
化学反
对象
弱电解质 强酸弱碱盐及弱 电解质
应
酸弱碱盐
溶液中的氯化
工业合 醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、
举例
银、硫酸钡、
成氨 氨水等 醋酸铵等
氢氧化铁等
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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．
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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。
四大平衡
化学平衡 考纲展示与
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电离平衡 考纲展示与
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水解平衡
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沉淀溶解平衡
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4.了解水的电离、离子积常数。
和滴定等是重要的考点。
5.了解溶液 pH 的定义，掌握测定 溶液pH 的方法，能进行 pH 的简
3.离子浓度大小比较、离 子守恒关系是高频考点。
单计算。
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1.盐类水解在生产、生活、科研
了解盐类水解 等领
的原理、影响盐类 域的应用是常见的考点。
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．一般加压以后平衡不管朝哪边移动，所有
气体浓度均增大，反之减小。（改变压强实际为同等程度增
可以用Qc和K判断平衡移动的方向。
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4. 都满足电荷守恒和元素守恒
如：CH3COONa溶液中存在
电荷守恒：c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(OH-) 元素（物料）守恒： c(Na+)＝c(CH3COO-)＋c(CH3COOH)
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二、四大平衡不同点的比较
1．研究对象不同
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1.了解电解质、强电解质及弱电解
质的概念。
1.掌握强电解质、弱电解
2.了解电解质在水溶液中的电离， 质等基本概念。
以及电解质溶液的导电性。
2.溶液的导电性、弱酸的
3.了解弱电解质在水溶液中的电离 平衡。
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
压强、催化剂等)对反应速 域最新报道等为载体，直接考
率和化学平衡的影响，认 查；也常常考查利用速率、平
识其一般规律。
衡理论进行物质的提纯和分离；
4.了解化学反应速率和化学 还会结合速率——时间、浓
平衡的调控在生活、生产 度——时间等曲线来考查化学
和科学研究领域中的重要 反应速率、化学平衡等理论。
作用。
只减弱，一般不消除，不逆转。
(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．一般“增谁谁多，减谁谁少”
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(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
水解程度的主要因
素以及盐类水解的 2.离子浓度大小比较、离子守恒
应用。
关系
式是高频考点。
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了解难溶电解 质的沉淀溶解平 衡及沉淀转化的 本质。
1.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。
2.溶度积曲线也是近年高频考点。
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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
研究对象 平衡特点
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
逆、等、定、动、变
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2. 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．
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盐的 水溶液的 类别 酸碱性
举例
溶液中的 c(H＋)与c(OH－)
弱电解质
比较
强酸弱 酸性
碱盐
NH4Cl NH3·H2O c(H＋)>c(OH－)
强碱弱 酸盐
碱性
CH3COON CH3COO c(H＋)<c(OH－)
a
H
强酸强 中性
碱盐
NaCl
无 c(H＋)＝c(OH－)
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