发布时间 : 星期二 文章知识组块四 四种平衡体系更新完毕开始阅读34dec476ef06eff9aef8941ea76e58fafab04508
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。
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快慢 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。
化学平衡是高考必考题目之一，难点在于考查学生对强弱、大小、先后等对研究对象的影响，在于对影响因素合理分析，如混合溶液中各种成分的判断、计算、大小比较等，是主次关系的判断问题，是借助化学实验、化学事实、文献资料及化学原理等，解决实际问题能力方面的综合考查，需要强化训练。 设问点
1．如何判断化学平衡状态？ （1）直接标志
①ν
正
= ν
逆
（同一物质，该物质的生成速率等于它的消耗速率；不同的物质，速率之比
正
等于计量数之比，但必须是不同方向的速率。即一个是ν数之比，才能判断是平衡状态。
一个是ν
逆
，且两者之比等于计量
②各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度保持不变。 （2）间接标志
①各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数保持不变
②若反应前后的物质都是气体，且系数不等，总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）保持不变。
③反应物的转化率、产物的产率保持不变。 ④如平衡体系颜色的变化。 2．如何判断化学平衡的移动问题？
（1）分析化学平衡是否移动的一般思路——比较同一物质的正逆化学反应速率的相对大小。
（2）化学平衡移动原理——勒夏特列原理解读
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原理内容：外界条件对化学平衡的影响可概括为一句话：若改变影响平衡的一个条件，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
原理解读：
①“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增加反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增压平衡向气体物质的物质的量减小的方向移动。
②化学平衡移动的结果是只“减弱”不是“抵消”。
（3）题中特别强调了容器是绝热的，要考虑反应热效应对反应自身的影响。 3．惰性气体对化学平衡的影响
4．K与化学平衡移动有什么关系？
（1）K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化、压强无关。
（2）K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正反应进行的程度越大，即反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率越小。
（3）K与反应热效应的关系：若正反应为吸热反应，升高温度，K值增大；若正反应为放热反应，升高温度，K值减小。
（4）Qc(其代数式与平衡常数K相同、代入状态量)，若Qc=K，处于平衡状态，若Qc>K，逆向建立或平衡逆向移动，若Qc 相同条件下，同一可逆反应体系，不管从正反应开始，还是从逆反应开始，达到平衡时，任何相同物质的含量(体积分数、质量分数或物质的量分数)都相同。这种化学平衡互称等效平衡。 （1）恒温恒容下 ①反应前后，气体的化学计量数不同（即△r≠0），等同等效。 如：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) 起始I/mol 1 4 0 起始II/mol a b c 等效条件：a+ 13c=1 b+c=4 22②反应前后，气体的化学计量数相同（即△r=0），等比等效。同①的起始I和起始II，其等效条件：(a+0.5c)/(b+1.5c)=1/4 （2）恒温恒压下，一定是等比等效。 6．平衡常数表达式的书写及计算注意哪几项？ （1）平衡常数表达式的书写时使用的浓度一定是平衡时的浓度，如果题中提供物质的量，均需 3 要除以体积得到浓度； （2）对于固体和纯液体而言，浓度均用1来表示； （3）K有单位，其单位与表达式有关；除化学平衡常数外，其它常数一般不写单位； （4）用压强表示平衡常数P分=P总×物质的量分数，带入表达式即可； （5）化学中几种常数的比较： 常数 化学平衡常数 电离平衡常数 水的离子积常数 水解常数 溶度积常数 随温度升高的变化 放热反应：减小；吸热反应：增大 增大 增大 增大 绝大多数增大，极少数减小如Ca(OH)2的溶度积常数] （6）电离常数随温度而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。 7．pH计算应注意哪些问题？ （1）外界条件是否指室温； （2）当酸、碱混合后，首先要判断溶液的酸碱性，然后再计算c(H)或c(OH)，最后求得溶液的pH； （3）要特别注意溶液中的c(H)和由水电离出的c(H)之差异，否则容易走向误区。 8．如何实现沉淀的形成、溶解与转化？ （1）欲沉淀某种离子时，应尽量选择让该离子形成的沉淀溶解度足够小的试剂，同时尽量增大与该离子形成沉淀的离子浓度，以使该离子沉淀更完全。 （2）沉淀可由一些合适的试剂，如酸、盐等溶解。 （3）沉淀的转化规律从溶解度小的转化为溶解度更小的。 + + + - 集训点 一、单项选择题（每个小题只有一个正确选项） 1．对反应A＋B AB来说，常温下按以下情况进行反应：①20mL溶液中含A、B各0.01mol －1 －1 ②50mL溶液中含A、B各0.05mol ③0.1mol·L的A、B溶液各10mL④0.5mol·L的A、B溶液各50mL，四者反应速率的大小关系是( ) A．②>①>④>③ B．④>③>②>①C．①>②>④>③ 2．在密闭容器中进行反应：X(g)+3Y(g) D．①>②>③>④ 2Z(g)，有关下列图象的说法正确的是( ) 4