高中化学中的《四大平衡》复习

高中化学中的《四大平衡》复习

****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。

**化学平衡：考纲展示高考导视了解化学反应的可逆性。

了解化学平衡建立的过程。

理解化学平衡常数的含能够利用化学平衡常数进行简单的计算。

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。

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。

化学平衡是高频考点尤其是平衡常数、转化率等的计算平衡移动原理的应用。

考查形式方面平衡常数常常是以新的化工生产、科研领域最新报道等为载体直接考查也常常考查利用速率、平衡理论进行物质的提纯和分离还会结合速率时间、浓度时间等曲线来考查化学反应速率、化学平衡等理论。

**电离平衡：考纲展示高考导视了解电解质、强电解质及弱电解质的概念。

了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。

了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。

了解水的电离、离子积常数。

了解溶液pH的定义掌握测定溶液pH的方法能进行pH的简单计算。

掌握强电解质、弱电解质等基本概念。

溶液的导电性、弱酸的酸性相对强弱比较、电离常数的计算、水的电离平衡、pH的计算、中和滴定等是重要的考点。

离子浓度大小比较、离子守恒关系是高频考点。

**水解平衡：考纲展示高考导视了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素以及盐类水解的应用。

盐类水解在生产、生活、科研等领域的应用是常见的考点。

离子浓度大小比较、离子守恒关系式是高频考点。

**沉淀溶解平衡：考纲展示高考导视了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。

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。

溶度积曲线也是近年高频考点。

**一、四大平衡的共同点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平衡特点逆、等、定、动、变**都能用勒夏特列原理解释平衡的移动只减弱一

般不消除不逆转。

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．()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”**()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．()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．**都存在平衡常数KK仅受温度影响可以用Qc和K判断平衡移动的方向。

K越大反应的正向进行程度越大Q＞K平衡逆向移动直至达新的化学平衡状态Q=K化学平衡状态Q＜K平衡正向移动直至达新的化学平衡状态平衡类别化学平衡电离平衡水解平衡溶解平衡平衡常数KKa（Kw）KhKsp**都满足电荷守恒和元素守恒如：CHCOONa溶液中存在电荷守恒：c(Na)c(H)＝c(CHCOO)＋c(OH)元素（物料）守恒：

c(Na)＝c(CHCOO)＋c(CHCOOH)**二、四大平衡不同点的比较．研究对象不同平衡类型化学平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡研究对象可逆的化学反应溶液中的弱电解质能够水解的盐类包括强碱弱酸盐、强酸弱碱盐及弱酸弱碱盐溶液中的难溶电解质举例工业合成氨醋酸溶液、氨水等碳酸钠、氯化铁、醋酸铵等溶液中的氯化银、硫酸钡、氢氧化铁等**．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．()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．**()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．()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．盐的类别水溶液的酸碱性举例溶液中的弱电解质c(H＋)

与c(OH－)比较强酸弱碱盐酸性NHClNH·HOc(H＋)c(OH－)强碱弱酸盐碱性CHCOONaCHCOOHc(H＋)c(OH－)强酸强碱盐中性NaCl 无c(H＋)＝c(OH－)**()沉淀溶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（同离子效应）、温度和能与难溶电解质相应离子反应的其他离子．盐类的水解规律可概括为“不弱不水解有弱才水解都弱都水解越弱越水解谁强显谁性”。

其中“越弱越水解”可以从三角度理解：①由于多元弱酸逐级电离平衡常数越来越弱故其正盐酸根水解较其酸式盐中酸式酸根强或其酸根多级水解逐级减弱如：PO＞HPO＞HPO②同类型离子水解比较电离出该离子的分子或离子电离程度强弱（酸性或碱性强弱）如：CO＞CHO＞HCO③不同类型的离子水解比较其对应电离出该离子的分子或离子电离程度强弱如：醋酸和氨水电离常数几乎相等故醋酸铵显中性而碳酸铵则显碱性（碳酸氢根酸性比醋酸弱）。

**只与温度有关．描述方法不同()化学平衡常数对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)在一温度下达到平衡时K＝eqf(cp C·cq D,cm A·cn B)()平衡转化率对于一般的化学反应：aA＋bB cC＋dD达到平衡时反应物A的转化率为：α(A)＝eqf(A的初始浓度－A的平衡浓度,A的初始浓度)×＝eqf(c A －c A,c A)×unknown**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