高中平衡知识点总结_很全面很详细很典型
高中化学平衡重点知识复习
高中化学平衡重点知识复习化学平衡是高中化学课程中的重要部分，是理解化学反应过程和掌握化学方程式平衡的核心内容之一。
在学习化学平衡知识时，有一些重点内容需要特别关注和复习，以确保对这一部分知识点的掌握。
本篇文章将针对高中化学平衡的重点知识进行复习总结和讲解。
一、化学平衡的定义化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物的浓度达到一定比例关系，反应速率相等，系统呈现动态平衡的状态。
在化学平衡时，反应物会不断被消耗，生成物不断生成，但总物质的量保持不变。
二、平衡常数平衡常数K是用来描述在特定温度下，反应物与生成物的浓度之比的关系，用数值来表示平衡状态的稳定程度。
对于一般的反应aA + bB ⇌ cC + dD，其平衡常数的表达式为K = [C]c[D]d / [A]a[B]b，其中括号内的字母表示各物质的摩尔浓度。
三、影响平衡位置的因素1. 温度：温度的升高会使化学平衡朝向吸热反应的方向移动，也就是方程式的右侧，反之则向左侧移动。
2. 压力：对固态和液态反应体系而言，增加压力会使平衡位置移向物质较少的一侧；而对气态反应体系而言，增加压力会使平衡位置移向气体分子数较少的一侧。
3. 浓度改变：当向不活动方向加入反应物或生成物浓度时，平衡位置会移向反应物或生成物的方向。
四、平衡常数和反应商的关系反应商Q是用来描述反应物与生成物浓度之比的量，在平衡状态下，Q值等于平衡常数K。
若Q<K，则说明生成物浓度较低，系统朝向生成物的方向移动以达到平衡；若Q=K，则系统处于平衡状态；若Q>K，则说明生成物浓度较高，系统朝向反应物的方向移动以达到平衡。
五、Le Chatelier原理Le Chatelier原理是指当外界对处于平衡状态的系统施加影响时，系统会通过反应方式减小这种影响，使平衡得以保持或者移向新的平衡状态。
Le Chatelier原理包括温度、压力、浓度等对平衡位置的影响，通过调整这些因素可以控制反应的方向和速率。
高一化学平衡知识点归纳
高一化学平衡知识点归纳化学平衡是化学反应中达到动态平衡时的状态。
平衡是带有动态性质的，它不是停滞不前的，而是很多反应同时进行，正反两种反应速率相等时，化学反应达到平衡。
在高一化学学习的过程中，学生们首次接触到了平衡反应，下面我将对关于高一化学平衡的知识点进行归纳。
一、化学平衡的特征化学平衡的特征主要包括以下几个方面。
1. 动态平衡：在平衡状态下，正反两种反应仍在进行，只是反应速率相等，而物质的浓度不再发生明显的变化。
2. 定量关系：在化学平衡中，反应物和生成物的物质的物质的量比和速率常数之间存在关联。
3. 平衡常数：反应物浓度与生成物浓度的比值在一定温度下是常数，称为平衡常数，用K表示。
4. 影响平衡的因素：温度、压力(对气态反应)、浓度(对溶液反应)和催化剂等因素会影响化学平衡。
二、平衡常数的计算平衡常数是用来描述平衡状态下反应物浓度和生成物浓度的关系。
计算平衡常数需要注意以下几点。
1. 反应物物质的物质的量比：平衡常数的表达式是由平衡反应式写出的，其中反应物和生成物的物质的物质的量比是平衡反应式中的系数。
2. Kc与Kp的关系：对于气体反应，我们可以利用气体摩尔分数来表示平衡常数，称为Kp。
而对于溶液反应，我们可以利用物质的物质的浓度来表示平衡常数，称为Kc。
两者之间的关系可以通过理想气体状态方程推导得到。
3. Kp与反应物压力的关系：对于气体反应，平衡常数Kp与反应物压力的关系可以通过平衡反应式中的系数来确定。
三、撇去与取得平衡1. Le Chatelier原理：当系统处于平衡状态时，如果外界作用于该系统的某些因素发生改变，系统将通过一系列的调整以恢复平衡。
2. 影响平衡的因素和效应：温度、压力、浓度和催化剂等因素都会影响化学平衡。
在受到外界干扰时，系统会向着能够减小外界干扰的方向移动。
3. 各种平衡移动方向的判断：对于气体反应可以通过考察反应物和生成物的物质物质物质的量变化来判断平衡的移动方向。
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。
高一物理物体的平衡知识点
高一物理物体的平衡知识点高一物理：物体的平衡知识点物体的平衡是物理学中一个重要的概念，它涉及到力的平衡和力矩的平衡两个方面。
在高一物理学习中，我们需要了解物体的平衡相关的知识点，以便能够正确理解和解决与平衡有关的问题。
下面将对物体的平衡知识点进行详细讲解。
一、力的平衡力的平衡指的是作用在物体上的所有力之和等于零。
当物体处于力的平衡状态时，它将保持静止或者运动的速度不变。
在力的平衡中，我们需要了解以下几个重要的知识点：1. 合力与分解力：合力是作用在物体上的所有力的合力，可以通过合成法则进行计算。
分解力是把合力分解为若干个等效的力的过程，可以通过分解法则进行计算。
2. 力的大小和方向：力是一个矢量量，除了要考虑力的大小，还需考虑力的方向。
力的平衡要求作用在物体上的所有力的合力为零，这意味着力的大小和方向要满足特定的条件。
3. 斜面力的平衡：斜面力的平衡是力的平衡的一种特殊情况。
当物体放置在斜面上时，作用在物体上的力可以分解为垂直于斜面的力和平行于斜面的力，力的平衡要求这两个方向上的力之和等于零。
二、力矩的平衡力矩的平衡是指作用在物体上的力矩之和等于零。
当物体处于力矩平衡状态时，它将保持静止或者维持恒定的角速度。
在力矩的平衡中，我们需要了解以下几个重要的知识点：1. 力矩的定义与计算：力矩是力关于某一点产生的转动效应。
力矩的计算公式为力乘以力臂的长度，力臂是力与转轴之间的垂直距离。
2. 平衡条件：力矩平衡要求力矩的和为零，即要满足力矩的平衡条件。
对于一个物体，力矩的平衡条件可以描述为：顺时针力矩之和等于逆时针力矩之和。
3. 杠杆原理：杠杆原理是力矩平衡的重要原理之一。
它指出，在平衡条件下，两个力矩之间的比例等于它们所施加的力的比例，即力矩相等。
三、重心和稳定性重心是指物体的质心位置，它是物体各部分质量均匀分布时的平衡点。
一个物体处于平衡状态时，它的重心必须处于支撑它的支点上。
稳定性是指物体处于平衡状态时对于微小扰动的抵抗程度。
高三化学平衡必考知识点
高三化学平衡必考知识点在高三化学学习中，平衡是一个非常重要的概念和知识点。
平衡是指反应物和生成物在化学反应中达到动态平衡的状态，在该状态下，反应物和生成物的浓度保持稳定，不随时间的变化而变化。
下面，将详细介绍高三化学平衡的必考知识点。
一、化学平衡的条件化学平衡的条件主要有两个：动力学条件和热力学条件。
动力学条件要求反应物质的摩尔数比为化学方程式中的比例关系，而热力学条件则要求在平衡状态下反应的自由能变化为零。
二、平衡常数和平衡常量平衡常数是化学反应在平衡状态下，由反应物浓度与生成物浓度之比所确定的一个常数，用K表示。
平衡常数与温度有关，只有在一定的温度下才能确定。
平衡常数K越大，说明反应物转化为生成物的趋势越强，反之，K越小，说明反应物转化为生成物的趋势越弱。
三、平衡常数的计算在学习化学平衡时，计算反应物浓度与生成物浓度的比例是非常重要的。
平衡常数的计算需要根据给定的反应物浓度或生成物浓度来确定相应的比例关系。
通常使用化学平衡式和给定数值进行计算，得到平衡常数K的数值。
四、浓度与平衡常数的关系浓度与平衡常数的关系是化学平衡的一个重要内容。
当给定反应物或生成物浓度发生变化时，平衡常数K的数值也会发生相应的变化。
增加反应物浓度或减少生成物浓度，会导致平衡常数K 的数值减小；相反，减少反应物浓度或增加生成物浓度，会导致平衡常数K的数值增大。
五、平衡的移动在化学反应中，平衡的移动是一个重要的现象。
当改变反应条件时，反应物质的浓度发生变化，从而导致平衡位置的移动。
常见的改变反应条件的方法有：改变系统的温度、压力、反应物质浓度和引入催化剂。
六、速率与平衡的关系在化学反应中，速率是一个重要的指标，它与平衡状态有一定的关系。
在平衡状态下，反应物和生成物的浓度保持稳定，速率为零。
只有在不断改变反应条件下，才能导致速率不为零，从而使平衡位置发生变化。
七、平衡的移动方向和反应焓变平衡移动的方向与反应焓变也有关系。
当反应焓变为正值时，平衡位置向右移动；反之，当反应焓变为负值时，平衡位置向左移动。
高中化学平衡知识点总结
高中化学平衡知识点总结一、化学平衡的基本概念1. 化学平衡是指在封闭的容器内，反应物与生成物浓度不再发生明显变化的状态。
在平衡状态下，反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行。
2. 平衡状态下，正向反应的速率等于反向反应的速率，正向反应和反向反应达到动态平衡。
3. 平衡常数（K）描述了反应在特定温度下达到平衡时，正向反应和反向反应中各个组分的浓度之间的比例关系。
二、平衡常数1. 平衡常数K是在反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之比的一个指标。
2. 平衡常数可以通过平衡反应的速率常数得到，对于一般的平衡反应aA + bB ⇌ cC + dD，其平衡常数表达式为K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b。
3. 平衡常数K与反应进行的速率无关，只与反应物和生成物的数量有关。
4. 平衡常数K只与温度有关，与反应物和生成物的浓度、压强、催化剂等无关。
5. 平衡常数的大小可以达到10^12数量级，也可以非常小，接近零。
三、影响化学平衡的因素1. 温度温度对反应平衡常数K值的影响是显著的，通常而言，反应温度越高，平衡常数越大；反之，反应温度越低，平衡常数越小。
化学反应的平衡常数与与温度的关系通过Gibbs自由能与温度的关系来解释。
2. 浓度改变反应物的浓度，可以导致平衡移动到反向或正向。
通常来说，增加反应物的浓度会导致反应向正向移动以达到新的平衡状态。
反之，减少反应物的浓度会导致反应向反向移动以达到新的平衡状态。
3. 压力对于气相反应，改变反应物分子的压力会影响平衡的位置。
通常来说，增加压力会导致反应向物质分子数量较少的方向移动；减小压力则会导致反应向物质分子总数较多的方向移动。
4. 添加催化剂催化剂可以加速反应达到平衡状态，但催化剂对平衡常数K无影响。
四、化学平衡的应用1. 工业生产在工业反应中，通过控制反应条件，可以合理利用化学平衡来提高产品的产率。
2. 环境化学通过对环境中各种物质的化学平衡研究，可以更好地了解环境中的化学反应过程。
关于高二化学平衡知识点归纳总结
关于高二化学平衡知识点归纳总结高二化学平衡知识点归纳总结化学平衡是高中化学中的重要概念之一，它涉及化学反应中物质的转化和它们所占比例的变化。
了解和掌握化学平衡知识点对于高二学生来说至关重要。
本文将对高二化学平衡知识点进行归纳总结，帮助学生们更好地理解和应用。
一、化学反应与化学平衡的基本概念1. 化学反应：化学反应是指物质在发生变化时，原有的物质被转化为产物的过程。
2. 反应物与产物：反应物是发生化学反应时消耗的物质，产物是反应后生成的物质。
3. 化学平衡的定义：化学反应达到动态平衡时，反应物与产物的浓度、压力等宏观性质保持一定的稳定状态。
二、化学平衡的表达式1. 平衡常数：平衡常数（K）描述了在给定温度下反应物与产物浓度之间的关系，用于定量表达平衡状态。
2. 平衡常数表达式：平衡常数表达式由各物质的浓度或气体的分压的乘积所组成。
三、平衡常数的计算与应用1. 平衡常数的计算：平衡常数可以通过实验数据和反应物与产物浓度之间的关系求解，常见的计算方法有反应物比例法和逆数法。
2. 平衡常数的应用：平衡常数可以用来预测反应的进行方向、判断平衡位置的靠近程度以及浓度的影响等。
四、平衡常数与反应条件的关系1. 温度对平衡常数的影响：温度的升高或降低会改变平衡常数的大小，而且不同的反应对温度的依赖性有所区别。
2. 压力对平衡常数的影响：对于气体反应，压力的改变可能会导致平衡常数的改变。
3. 浓度对平衡常数的影响：浓度的变化也会对平衡常数产生影响，特别是对于涉及到稀释和浓缩反应物的反应。
五、Le Chatelier原理及应用1. Le Chatelier原理的基本原理：Le Chatelier原理指出当化学体系受到外界影响时，会倾向于产生反应使体系恢复平衡。
2. Le Chatelier原理的应用：利用Le Chatelier原理可以预测改变温度、压力和浓度等条件对化学平衡的影响，并合理调节反应条件以控制反应。
六、酸碱平衡1. 酸碱平衡的基本特征：酸碱反应也符合化学平衡的特征，具有化学平衡的表达式和相关计算方法。
高中化学平衡知识点整理
高中化学平衡知识点整理在高中化学学习中，平衡是一个十分重要且基础的概念。
平衡反应是指在一个封闭系统中，反应物转变为生成物的速率相等时达到的一种动态平衡状态。
平衡反应又可以细分为物理平衡和化学平衡。
下面对高中化学平衡知识点进行整理。
1. 平衡反应的特点在平衡反应中，反应物和生成物的浓度保持不变，但它们仍在转化，并处于动态平衡状态。
平衡反应的速率恒定且相等，这也是动态平衡的一种表现。
2. 平衡常数平衡常数是用来描述一个反应达到平衡时反应物和生成物浓度的比例。
平衡常数通常用Kc、Kp来表示，取决于反应方程式中各物质的浓度或分压。
3. 影响平衡位置的因素平衡位置的位置取决于平衡常数以及反应温度、压力等因素。
当平衡常数Kc大于1时，表示生成物浓度较高；当Kc小于1时，表示生成物浓度较低。
4. 平衡常数的计算平衡常数的计算需要通过反应方程式来确定各物质浓度或分压，从而得出平衡常数的数值。
平衡常数的大小可以告诉我们反应的进行方向。
5. 平衡位置的变化通过调节温度、压力或者浓度等因素，可以改变平衡位置。
Le Chatelier原理指出，在受到外界因素影响时，系统会通过调整以恢复平衡，以维持平衡动态状态。
6. 平衡常数与反应热力学反应在不同温度下的平衡常数会发生变化，这与热力学原理有关。
反应的焓变和熵变可以帮助我们理解平衡常数变化的原因。
以上就是对高中化学平衡知识点的整理，希望可以帮助大家更好地理解平衡反应的相关概念。
学习化学需要多加练习和实验，加深对平衡反应的理解，有助于提高学习效果。
愿大家取得更好的成绩！。
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课题：化学反应速率和化学平衡、化学反应速率1化学反应速率的表示方法及特点。
(1) 表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或者生成物浓度的增加来表示。
c表达式：V = t单位：由浓度的单位和时间的单位决定。
常见单位：mol/L h、mol/L min、mol/L s。
(2) 、注意点：①同一反应选用不同物质浓度的改变量表示速率，数值可能不同，但表示的意义相同。
②各物质表示的速率比等于该反应方程式的系数比。
例：对于反应：mA+nB ------- pC+qD V A : V B : V C : V D = m ：n ：p : q④熟悉三种浓度：起始浓度、终了浓度、变化浓度：2、影响化学反应速率的因素。
1、有效碰撞理论①化学反应发生的先决条件是：反应物分子(或离子)间的反应物分子能够发生碰撞。
②有效碰撞概念：相互碰撞的分子具有足够高的能量，且有合适的取向时，使化学键断裂，发生化学反应，这样的碰撞叫做有效碰撞O活化分子是指反应中能量较高的、能发生有效碰撞的分子。
(其它条件不变时，对某一反应而言，活化分子在反应物分子中所占的比例是不变的)2、影响反应速率因素内因：反应物本身的性质。
外因：我们可以通过改变反应的条件来改变反应速率，其中重要的外界条件为反应物的浓度、压强、温度、催化剂等同一化学反应的速率大小与外界条件(外因)有关。
具体规律如下：(1) 浓度：在其它条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快；反之则慢。
(2) 压强：在其它条件不变时，增大气体反应体系压强，化学反应速率加快；反之则慢。
对于气体反应体系，有以下几种情况：①恒容时：弓I起引起引起a.充入气体反应物浓度增大总压增大反应速率加快。
引起引起 引起充入 惰气”体积增大 各反应物浓度减少 反应速率减慢。
（3） 温度：其它条件不变时，升高温度，反应速率加快。
（4） 催化剂：使用正催化剂，能加快化学反应速率。
反之则反，未特殊指明时，均指正催化剂。
注意：①催化剂可参加化学反应，物理性质可改变，化学性质在反应过程中不改变。
②催化剂的催化作用往往因接触少量杂质而明显下降甚至破坏，这种现象叫做催化剂中毒。
二、化学平衡 1. 化学平衡状态（1） 概念：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组 分的质量分数保持不变的状态。
（2） 化学平衡的特征：① 动：化学平衡是一个动态平衡，可逆反应达到平衡状态后，正、逆反应还在进行，并没有停止。
② 定：可逆反应达到平衡状态后，反应混合物中各组分的浓度保持不变（一定） 。
③ 等：可逆反应达到平衡状态后，正、逆反应速率相等但不等于零。
④ 变：外界条件改变，平衡状态发生改变，即平衡状态发生移动。
（3） 判断可逆反应是否达到化学平衡的方法： 以 mA （g ） + nB （g ） pC （g ） + qD （g ）为例：① 速率关系：（a ）.V （B 耗）=V （B 生）（b ）. V （C 耗）：V （D 生）=p: q （c ）. V （A 耗）：V （C 耗）= m : p② 各成分浓度保持不变③ 对于反应前后气体体积发生变化的反应，混合气体的总压、总体积、总物质的量不随 时间而变。
2. 化学平衡移动（1）化学平衡的移动：可逆反应中，旧化学平衡的被破坏，新化学平衡建立的过程叫做化学平衡的移动。
b.充入惰气 ③恒压时： 引起总压增大，但各物质浓度不变，反应速率不变引起引起引起注意：①化学平衡移动的实质是外界因素破坏了原平衡状态时的条件，使正、逆反应速率不再相等，然后在新的条件下达到正、逆反应速率再次相等。
也就是说，化学平衡的移动是：平衡状态—不平衡状态—新平衡状态② 通过比较速率，可判断平衡移动方向：当V正〉V逆时，平衡向正反应方向移动；当V正v V逆时，平衡向逆反应方向移动；当V正=V逆时，平衡不发生移动（2）影响化学平衡的条件①浓度：其它条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度都会使平衡向正反应方向移动。
注意：固体及纯液体的浓度是一定值，不因量的多少而改变，所以增加或减少固体及纯液体的量，不会影响平衡状态。
②压强：其它条件不变时，增大压强，会使平衡向气体体积缩小的方向移动。
注意：若反应前后气体体积无变化，改变压强，能同时改变正、逆反应速率，V正二V 逆,平衡不移动。
压强变化是指平衡混合物体积变化而引起的总压变化，若平衡混合物的体积不变，而加入“惰气”，虽然总压变化了，但平衡混合物的浓度仍不变，速率不变，平衡不移动。
若加入“惰气”，保持总压不变，此时只有增大体系体积，这就相当于降低了平衡体系的压强，平衡向气体体积增大的方向移动。
③温度：在其它条件不变时，升高温度，化学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：催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，因此不影响化学平衡，但可大大地缩短反应达到平衡所需的时间。
(3) 勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
注意：勒沙特列原理的适用范围是：化学平衡，电离平衡，溶解平衡，水解平衡等。
3、等效平衡(1)定义：在一定条件下(定温定容或定温定压)，对同一可逆反应，虽然起始时加入物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的物质的量分数相同，这样的平衡称为等效平衡。
(2)分类①恒温恒容：只改变起始时加入物质的量，如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。
如：按下列三条途径，在恒温、恒容下建立的平衡等效对価)十弘(或=2㈱血)I 3mol 1mol 0n 0 0 2mol川a b c存斗一=1, ^ + — = 3川中，应满足：°2。
②恒温恒压：改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等效。
如：按下列三条途径建立的平衡为等效平衡阻(g)+M9)=皿(对③ 在恒温、恒容下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应， 只要反应物（或生成物） 的物质的量比例与原平衡的相同，两平衡就是等效平衡。
（相当于恒温、恒压下的等效平衡，原因是平衡不受压强影响）。
（3）判断方法：使用极限转化.的方法将各种情况下的起始物换算成相同的反应物或生成物， 然后观察有关物质的数量是否相等或相当。
课题水的电离和溶液的PH一、电离平衡 1. 电解质与非电解质（1） 电解质：在熔融状态或溶液状态下能导电的化合物。
常见物质类别：酸、碱、盐、碱性氧化物等。
非电解质：在熔融状态和溶液状态下都不能导电的化合物。
常见物质类别：大多数有机物、酸性氧化物、氨气等。
（2） 电解质溶液的导电其实质是电解质溶液的电解过程， 其导电能力的大小取决于离子浓度 的大小。
2. 强电解质与弱电解质n 02mol川3n nx(x> 0)H ---小结：若恒恒容，则2;若恒温、恒压，则（弘斗弓〕；®十二d ； 13mol 1mol0 I 即可。
3、弱电解质的电离平衡(1)定义：一定条件下(温度、浓度)，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子速率相等的状态叫弱电解质的电离平衡。
弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液里离子的浓度、分子的浓度都不再改变。
(2)特征“等”：v电离=v结合“动”：动态平衡，v电离=v结合工0“定”：平衡时分子、离子的浓度不再变化“变”：电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能要移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。
(3)影响电离平衡的因素①决定性因素——弱电解质的本性。
②外因：溶液浓度一同一弱电解质，物质的量浓度越大，离子浓度越大，电离度越小温度一由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。
4、电离平衡常数(1)概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的系数次方之积跟溶液中未电离的分子的浓度系数次方之积的比是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数，用K表示。
(酸的电离平衡常数也可用K a表示，碱的电离平衡常数也可用K b 表示)(2)电离平衡常数的意义：K值越大，说明电离程度越大，酸碱也就越强；K值越小，说明电离程度越小，离子结合成分子就越容易，酸碱就越弱。
(3)影响K的外界条件：对于同一电解质的稀溶液来说，K只随温度的变化而变化，一般温度升高，K值变大。
若不指明温度，一般指25C。
(4)多元弱酸、多元弱碱的电离多元弱酸的电离是分步电离的，每步电离都有电离平衡常数，通常用K i、K2、K3分别表示。
多元弱碱的电离也是分步电离的，但习惯上书写其电离方程式时，可写其总的电离方程式。
如：Cu(0H)2 KCu2++2OH-5、电离与电离方程式强电解质电离方程式的书写一步完成。
弱电解质电离方程式的书写(电离方程式中用可逆符号“ •”表示)①一元弱酸、弱碱一步完成：NH3 H2O =NH4+ + OH-; CH3C00H = CH3C00-+H +②多元弱酸的电离是分步进行的，如H3PO4：H3PO4 = H+ +H2PO4-；H2PO4-= H+ +HPO42-；HPO42-= H+ +PO43-。
多元弱酸溶液的酸性主要由第一步电离所决定。
③多元弱碱的电离与多元弱酸电离的情况类似，但在书写多元弱碱的电离方程式时，往往当成一步完成。
如Fe(OH)3：Fe(OH)3 = Fe3++ 3OH-二、水的电离、溶液的pH值1水的电离、水的离子积(1)水是一个极弱的电解质。
存在极弱的电离：H2O = H++OH-或H2O+H2O = H3O++OH-其特点是自身作用下发生的极微弱的电离，类似的还有：2NH3 =NH2- + NH4+(2)水的离子积在25C时，纯水中的c(H+)=c(OH_)=10_7mol/L①K w= c(H+) c(OH「)=10T4②水的离子积适用于所有稀的水溶液，而不论其是酸性、碱性或中性溶液③水的离子积随温度升高而增大(3)影响水的电离的因素①纯水中加入酸或碱，抑制水的电离，由水电离出的H+和OH「等幅减小。
②纯水中加入能水解的盐，促进水的电离，由水电离出的H+和OH-等幅增大。
③任何电解质溶液中的H+和OH「总是共存的，c(H+)和c(OH「)此增彼减，但c(H+) c(OH「)仍为常数。
在25C时，心=10「14。
2•溶液的酸碱性、pH值(1)、溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中［H+］、［OH —］的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的［H+］大小(2)溶液的pH :①、定义：pH =-lg{c (H+) }，pH= —lg［H +］，pOH= —lgK w=pK w②、适应范围：稀溶液，0〜14之间。
有关溶液的pH值的几个注意问题：①pH值是溶液酸碱性的量度。
常温下，pH=7溶液呈中性；pH值减小，溶液的酸性增强；pH 值增大，溶液的碱性增强。