高中化学平衡三大守恒定律
高中化学平衡三大守恒
定律
Company number：【WTUT-WT88Y-W8BBGB-BWYTT-19998】
Na2CO3溶液的电荷守恒、物料守恒、
：电荷守恒
c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
上式中，阴总要相等，由于1mol是2mol，所以所带是其物质的量的2倍。
物料守恒
c(Na+)是碳物质的量的2倍，电离水解后，以三种形式存在所以
c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]
水电离出的c(H+)=c(OH-)
在水溶液中水电离出的以（H+，HCO3-,H2CO3）三种形式存在，其中
1mol碳酸分子中有2mol水电离出的
所以c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
此外质子守恒也可以用电荷守恒和物料守恒两个式子相减而得到（电荷守恒-物料守恒=质子守恒）。
高中化学平衡图像专题Word版
化学平衡图像专题 基础知识： 对于反应mA(g) + nB(g) pC(g)+qD(g) △H<0 m+n>p+q 条件改变变化结果 K变化平衡移动反应A的浓度C(A)A转化率C的含量条件改变ν逆ν正变 化 1C(A)增大 2C(A)减小 3C(C)增大 4C(C)减小 5温度升高 6温度降低 7压强增大 8压强减小 9加催化剂 课时探究 探究一、图像绘制，读图解题 例题1：氨气有广泛用途，工业上利用反应3H2(g)+ N2(g)2NH3(g) 来合成 氨气；某小组为了探究外界条件对反应的影响，在a b两种条件下分别加入相同浓度 时间t/min02468 条件a c(H2)/10-2mol·L-1 2.00 1.50 1.100.800.80 条件b c(H2)/10-2mol·L-1 2.00 1.30 1.00 1.00 1.00 12 1 T2 下同），△H 0，根据表格数据请在下面画出c(H2)-t图： (2)a条件下，0~4min的反应速率为；平衡时，H2的转化率为 ; 平衡常数为； (3)在a条件下，8min末将容器体积压缩至原来的1/2，11min后达到新的平衡，画出 8min~12min时刻c(H2)的变化曲线。
探究二、图像解题方法 1、反应mA(g) + nB(g) pC(g)+qD(g) △H <0 m+n>p+q 反应速率和时间图如图所示 ，t 1时刻只改变一个影响因素 ①图1所示 ，t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ②图2所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ③图3所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ④图4所示 ，t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， ⑤图5所示， t 1 时刻改变的因素是 ，平衡向 方向移动， 2、①对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)，右图所示， 请判断温度大小：T 1 T 2，△H 0 ②对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)，右图所示， 请判断温度大小：T 1 T 2，△H 0 P 1 P 2， m+n p 探究三、陌生图像的解题技能 1、解决的问题是什么？从图像可以得到什么信息？该信息与所学知识的关联?能用关联解决问题？ △H 0 mA(g)+nB(g) pC(g) ①y 是A 的浓度，△H 0，m+n p ②y 是C 的含量, △H 0，m+n p
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒 一、溶液中的三个平衡 在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。 1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。 2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。 3. 沉淀溶解平衡的应用 沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。 当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。 4. 彻底的双水解 常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。 另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。③阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3等溶液蒸干后也可得到原溶质；④阴阳离子均易水解，此类盐溶液蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2CO3
化学四大平衡
创作编号： GB8878185555334563BT9125XW 创作者：凤呜大王* 中学化学平衡理论体系及勒夏特列原理的应用 中学化学教材中，有一个平衡理论体系，包括溶解平衡、化学平衡、电离平衡、 水解平衡、络合平衡等。化学平衡是这一平衡理论体系的核心。系统掌握反应速率与 化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用 途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物 的知识，具有理论指导意义。正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向 来是考试的热点、难点。 一、化学平衡理论 1、化学平衡定义： 2、勒夏特列原理： 3、勒夏特列原理的应用： [讨论、归纳] 生产生活实例涉及的平衡根据勒原理所采取的措施或原因 解释 1.接触法制硫酸2SO2+O22SO3通入过量的空气 2.合成氨工业N2+3H22NH3高压（20MPa-50MPa），及时分离 液化氨气 3.金属钠从熔化的氯化钾中置换金属钾Na + KCl NaC l + K↑控制好温度使得钾以气态形式逸 出。 4.候氏制碱法NH3+CO2+H2O==NH4HCO3 NH4HCO3+NaCl NaHCO3↓+NH4Cl 先向饱和食盐水中通入足量氨气 5.草木灰和铵态氮肥不CO 3 2-+H2O HCO3-+ OH-两水解相互促进，形成更多的
能混合使用NH4++H 2O NH3·H2O + H+NH3·H2O，损失肥效 6.配置三氯化铁溶液应在浓盐酸中进行Fe3++3H2O Fe（OH）3+3H+在强酸性环境下，Fe3+的水解受到 抑制 7.用热的纯碱水洗油污 或对金属进行表面处 理 CO32-+H2O HCO3-+OH-加热促进水解，OH-离子浓度增大 1、下列事实中不能用勒夏特列原理来解释的是（） A.往硫化氢水溶液中加碱有利于S2-的增加 B.加催化剂有利于合成氨反应 C.合成氨时不断将生成的氨液化，有利于提高氨的产率。 D.合成氨时常采用500℃ 的高温 2、已知工业上真空炼铷(熔融)原理如下：2RbCl +Mg == MgCl2 +2Rb(g)，对于此反应 的进行能给予正确解释的是（） A.铷的金属活动性不如镁强，故镁可置换铷。 B.铷的沸点比镁低，把铷蒸气抽出时 平衡右移。 C.氯化镁的稳定性不如氯化铷强。 D.铷的单质状态较化合态更稳定。 3、在加热条件下，KCN 溶液中会挥发出剧毒的HCN，从平衡移动的角度来看，挥 发出HCN的原因是。为了避免产生HCN，应采取的措施 是向KCN溶液中加入。 4、把FeCl3溶液蒸干并灼烧，最后得到的主要固体产物是其原因 是。 5、把Al2(SO4)3溶液蒸干，最后得到的主要固体产物是其原因 是。 6、在泡沫灭火剂中放入的两种化学药品是NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液，其灭火原 理是什么？ 7、请解释：为什么生活中饮用的碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 解释：碳酸型饮料中未溶解的二氧化碳与溶解的二氧化碳存在平衡：CO2(g) CO2(aq)，打开瓶盖时，二氧化碳的压力减小，根据勒夏特列原理，平衡向释放二氧化 碳的方向移动，以减弱气体的压力下降对平衡的影响。因此，生活中饮用的碳酸型饮 料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 二、中学化学常见四大平衡 1、[讨论、归纳] 常见化学平衡体系 化学平衡 体系 化学平衡溶解平衡水解平衡
高中化学平衡知识点
高中化学平衡知识点 1、影像化学反应速率的因素 （1）内因（决定因素） 化学反应是由参加反应的物质的性质决定的。 （2）外因（影响因素） ①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。 注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响） ②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。 注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可以忽略不计。 ③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。 一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2~4倍。 ④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢、不特别指明时，指的是正催化剂。 2、外界条件同时对V正、V逆的影响 （1）增大反应物浓度时，V正急剧增加，V逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V正急剧减小，V逆逐渐减小
（2）加压对有气体参加或生成的可逆反应，V正、V逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压V正、V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。 （3）升温，V正、V逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温时，V正、V逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。 3、可逆反应达到平衡状态的标志 （1）V正=V逆，如对反应mA（g）+nB（g)======pC（g） ①生成A的速率与消耗A的速率相等。 ②生成A的速率与消耗B的速率之比为m：n （2）各组成成分的量量保持不变 这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转换率等。 （3）混合体系的某些总量保持不变 对于反应前后气体的体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。
化学四大平衡
中学化学平衡理论体系及勒夏特列原理得应用 中学化学教材中,有一个平衡理论体系,包括溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡、络合平衡等。化学平衡就是这一平衡理论体系得核心。系统掌握反应速率与化学平衡得概念、理论及应用对于深入认识其她平衡,重要得酸、碱、盐得性质与用途,化工生产中适宜条件得选择等,具有承上启下得作用;对于深入掌握元素化合物得知识,具有理论指导意义。正因为它得重要性,所以,在历年高考中,这一部分向来就是考试得热点、难点。 一、化学平衡理论 1、化学平衡定义: 2、勒夏特列原理: 3、勒夏特列原理得应用: 1、下列事实中不能用勒夏特列原理来解释得就是( ) A、往硫化氢水溶液中加碱有利于S2-得增加 B、加催化剂有利于合成氨反应 C、合成氨时不断将生成得氨液化,有利于提高氨得产率。 D、合成氨时常采用500℃得高温 2、已知工业上真空炼铷(熔融)原理如下:2RbCl +Mg == MgCl2 +2Rb(g),对于此反应得进行能给予正确解释得就是( ) A、铷得金属活动性不如镁强,故镁可置换铷。 B、铷得沸点比镁低,把铷蒸气抽出时平衡右移。 C、氯化镁得稳定性不如氯化铷强。 D、铷得单质状态较化合态更稳定。 3、在加热条件下,KCN 溶液中会挥发出剧毒得HCN,从平衡移动得角度来瞧,挥发出HCN得原因就 是。为了避免产生HCN,应采取得措施就是向KCN溶液中加入。 4、把FeCl3溶液蒸干并灼烧,最后得到得主要固体产物就是其原因就是。
5、把Al2(SO4)3溶液蒸干,最后得到得主要固体产物就是其原因就是。 6、在泡沫灭火剂中放入得两种化学药品就是NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液,其灭火原理就是什么？ 7、请解释:为什么生活中饮用得碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 解释:碳酸型饮料中未溶解得二氧化碳与溶解得二氧化碳存在平衡:CO2(g) CO2(aq),打开瓶盖时,二氧化碳得压力减小,根据勒夏特列原理,平衡向释放二氧化碳得方向移动,以减弱气体得压力下降对平衡得影响。因此,生活中饮用得碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 二、中学化学常见四大平衡 1)Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq) 2)HAc(aq) H+(aq)+Ac-(aq) 3)CO+Cu2O Cu+CO2 4)CH3COOH+CH3CH2OH CH3COOCH2CH3+H2O 5)C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) 6)HCO3-(aq) H+(aq)+CO32-(aq) 2、常见四大平衡研究对象及举例 A、化学平衡:可逆反应。如:; 加热不利于氨得生成,增大压强有利于氨得生成。 例1、竖炉冶铁工艺流程如图,使天然气产生部分氧化,并在特殊得燃烧器中使氧气与天然气燃烧CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g),催化反应室发生得反应为:CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) ?H1=+216kJ/mol;CH4(g)+ CO2(g)2CO(g) + 2H2(g) ?H2=+260kJ/mol(不考虑其她平衡得存在),下列说法正确得就是AD A.增大催化反应室得压强,甲烷得转化率减小 B.催化室需维持在550～750℃,目得仅就是提高CH4转化得速率 C.设置燃烧室得主要目得就是产生CO2与水蒸气作原料气与甲烷反应 D.若催化反应室中,达到平衡时,容器中n(CH4)=amol,n(CO)=bmol,n(H2)=cmol,则通入催化反应室得CH4得物质得量为a+(b+c)/4 例2:一定条件下,向密闭容器中投入3mol H2与1mol N2,发生如下反应:N2+3H22NH3 1)完成v-t图
高中化学选修化学平衡习题及答案解析
第三节化学平衡练习题一、选择题 1．在一个密闭容器中进行反应：2SO 2(g)＋O2(g) 2SO3(g) 已知反应过程中某一时刻，SO2、O2、SO3分别是L、L、L，当反应达到平衡时，可能存在的数据是（） A．SO2为L，O2为L B．SO2为L C．SO2、SO3(g)均为L D．SO3(g)为L 2．在一定温度下，可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是（） A. C生成的速率与C分解的速率相等 B. A、B、C的浓度不再变化 C. 单位时间生成n molA，同时生成3n molB D. A、B、C的分子数之比为1:3:2 3．可逆反应H 2(g)+I2(g) 2HI(g)达到平衡时的标志是（） A. 混合气体密度恒定不变 B. 混合气体的颜色不再改变 C. H2、I2、HI的浓度相等 D. I2在混合气体中体积分数不变 4．在一定温度下的定容密闭容器中，取一定量的A、B于反应容器中，当下列物理量不再改变时，表明反应：A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g)已达平衡的是（）A．混合气体的压强B．混合气体的密度 C．C、D的物质的量的比值D．气体的总物质的量 5．在一真空密闭容器中，通入一定量气体A．在一定条件下，发生如下反应：
2A(g) B(g) + x C(g)，反应达平衡时，测得容器内压强增大为P ％，若此时A 的转 化率为a ％，下列关系正确的是（ ） A ．若x=1，则P ＞a B ．若x=2，则P ＜a C ．若x=3，则P=a D ．若x=4，则P≥a 6．密闭容器中，用等物质的量A 和B 发生如下反应：A(g)+2B(g) 2C(g)，反应 达到平衡时，若混合气体中A 和B 的物质的量之和与C 的物质的量相等，则这时A 的转化率为（ ） A ．40％ B ．50% C ．60％ D ．70％ 7．在1L 的密闭容器中通入2molNH 3，在一定温度下发生下列反应：2NH 3 N 2+3H 2， 达到平衡时，容器内N 2的百分含量为a%。若维持容器的体积和温度都不变，分别通入下列初始物质，达到平衡时，容器内N 2的百分含量也为a ％的是（ ） A ．3molH 2+1molN 2 B ．2molNH 3＋1molN 2 C ．2molN 2+3molH 2 D ．＋+ 8．在密闭容器中发生反应2SO 2+O 2 2SO 3(g)，起始时SO 2和O 2分别为20mol 和 10mol ，达到平衡时，SO 2的转化率为80%。若从SO 3开始进行反应，在相同的条件下，欲使平衡时各成分的体积分数与前者相同，则起始时SO 3的物质的量及SO 3的转化率分别为（ ） A 10mol 10% B 20mol 20% C 20mol 40% D 30mol 80% 9．X 、Y 、Z 为三种气体，把a mol X 和b mol Y 充入一密闭容器中，发生反应X+2Y 2Z 。达到平衡时，若它们的物质的量满足：n （X ）+n （Y ）=n （Z ），则Y 的转 化率为（ ） A ． %1005 ?+b a B ．%1005) (2?+b b a C ．%1005)(2?+b a D ．%1005) (?+a b a
(完整版)高中化学三大平衡
水溶液中的化学平衡 高中化学中，水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反应平衡。所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。 化学平衡勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全消除这种改变。 比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。 1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。双水解除外。 2、弄清楚三类反应的区别和联系。 影响电离平衡的因素 1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动 2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小 3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应 4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动
1、电离平衡 定义：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率） （如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程） 范围：弱电解质（共价化合物）在水溶液中 外界影响因素：1）温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的） 2）浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动） 3）外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动 2、水解平衡 定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。 范围：含有弱酸根或弱碱根的盐溶液 外界影响因素：1）温度：加热促进水解，既平衡向正反向移动（水解是吸热的，是中和反应的逆反应） 2）浓度：越稀越水解，加水是促进水解的，因为平衡向水解方向移动 3）外加酸碱盐：同离子子效应。
高中化学09化学平衡图像专题
一、几大影响因素对应的基本v-t图像 1．浓度 当其他条件不变时，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；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。 改变浓度对反应速率及平衡的影响曲线： 2．温度。 在其他条件不变的情况下，升高温度，化学平衡向着吸热的方向进行；降低温度，化学平衡向着放热的方向进行。 化学平衡图像专题知识梳理
由曲线可知：当升高温度时，υ正和υ逆均增大，但吸热方向的速率增大的倍数要大于放热方向的速率增大的倍数，即υ吸>υ放，故化学平衡向着吸热的方向移动；当降低温度时，υ正和υ逆 <υ放，故化学平降低，但吸热方向的速率降低的倍数要大于放热方向的速率降低的倍数，即υ 吸 衡向着放热的方向移动。 3．压强 对于有气体参加且方程式左右两边气体物质的量不等的反应来说，在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向着气体物质的量减小的方向移动；减小压强，平衡向着气体物质的量增大的方向移动。 改变压强对反应速率及平衡的影响曲线[举例反应：mA(g)+n(B)p(C)，m+n>p] 由曲线可知，当增大压强后，υ正和υ逆均增大，但气体物质的量减小的方向的速率增大的 倍数大于气体物质的量增大的方向的速率增大的倍数(对于上述举例反应来说，即'υ正增大的倍 数大于'υ逆增大的倍数)，故化学平衡向着气体物质的量减小的方向移动；当减小压强后，υ正和υ 均减小，但气体物质的量减小的方向的速率减小的倍数大于气体物质的量增大的方向的速率逆 减小的倍数(对于上述举例反应来说，即'υ正减小的倍数大于'υ逆减小的倍数)，故化学平衡向着气体物质的量增大的方向移动。 【注意】对于左右两边气体物质的量不等的气体反应来说： *若容器恒温恒容，则向容器中充入与反应无关的气体(如稀有气体等)，虽然容器中的总压强增大了，但实际上反应物的浓度没有改变(或者说：与反应有关的气体总压强没有改变)，故无论是反应速率还是化学平衡均不改变。 *若容器恒温恒压，则向容器中充入与反应无关的气体(如稀有气体等)，为了保持压强一定，容器的体积一定增大，从而降低了反应物的浓度(或者说：相当于减小了与反应有关的气体压强)，故靴和她均减小，且化学平衡是向着气体物质的量增大的方向移动。
(人教版)2020高考总复习 化学：核心素养提升29 四大平衡常数
素养说明：化学学科核心素养要求考生：“认识化学变化有一定限度，是可以调控的。能多角度、动态地分析化学反应，运用化学反应原理解决实际问题。”平衡常数是定量研究可逆过程平衡移动的重要手段，有关各平衡常数的应用和求算是高考常考知识点，在理解上一定抓住，各平衡常数都只与电解质本身和温度有关，而与浓度、压强等外界条件无关。 1.四大平衡常数对比 电离常数(K a、K b) 水的离子积常数 (K w) 难溶电解质 的溶度积 常数(K sp) 盐类的水解常数 (K h) 概念在一定条件下达到电离平衡 时，弱电解质电离形成的各 种离子的浓度的乘积与溶液 中未电离的分子的浓度之比 是一个常数，这个常数称为 电离常数 一定温度下，水 或稀的水溶液中 c(OH－)与c(H＋) 的乘积 在一定温度 下，在难溶 电解质的饱 和溶液中， 各离子浓度 幂之积为一 个常数 在一定温度下，当 盐类水解反应达到 化学平衡时，生成 物浓度幂之积与反 应物浓度幂之积的 比值是一个常数， 这个常数就是该反 应的盐类水解平衡 常数
表达式 (1)对于一元弱酸HA： HA H＋＋A－，电离常 数K a＝ c（H＋）·c（A－） c（HA） (2)对于一元弱碱BOH： BOH B＋＋OH－，电 离常数 K b＝ c（B＋）·c（OH－） c（BOH） K w＝c(OH－)· c(H＋) M m A n的饱 和溶液： K sp＝c m(M n ＋)·c n(A m－) 以NH＋4＋ H2O NH3· H2O＋H＋为例 影响因素只与温度有关，升高温度，K 值增大 只与温度有关， 升高温度，K w增 大 只与难溶电 解质的性质 和温度有关 盐的水解程度随温 度的升高而增大， K h随温度的升高而 增大 2.“四大常数”间的两大等式关系 (1)K W、K a(K b)、K sp、K h之间的关系 ①一元弱酸强碱盐：K h＝K W/K a； ②一元弱碱强酸盐：K h＝K W/K b； ③多元弱碱强酸盐，如氯化铁： Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq) K h＝c3(H＋)/c(Fe3＋)。 将(K W)3＝c3(H＋)×c3(OH－)与K sp＝c(Fe3＋)×c3(OH－)两式相除，消去c3(OH－)可得K h＝(K W)3/K sp。 (2)M(OH)n悬浊液中K sp、K w、pH间关系，M(OH)n(s)M n＋(aq)＋n OH－(aq) K sp＝c(M n＋)·c n(OH－)＝c（OH－） n·c n(OH－)＝ c n＋1（OH－） n＝ 1 n( K w 10－pH )n＋1。 [题型专练] 1.(2018·银川模拟)下列有关说法中正确的是() A.某温度时的混合溶液中c(H＋)＝K w mol·L－1，说明该溶液呈中性(K w为该温度时水的离子积常数)
2017-2018版高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒知识点例题习题解析
高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO3溶液中，c(HCO3―)＞＞c(H2CO3)或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次： ⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。盐溶液中阴、阳离子所带的电荷总数相等。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 如NH4Cl溶液中：c（NH4+）＋c（H+）＝c（Cl－）＋c（OH－） 如Na2CO3溶液中：c（Na+）＋c（H+）＝2c（CO32-）＋c（HCO3-）＋c（OH－） 书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系。 2、物料守恒：就电解质溶液而言，物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素
2020高考化学冲刺核心素养专题 四大平衡常数(Ka、Kh、Kw、Ksp)的综合应用含解析
核心素养微专题 四大平衡常数(K a、K h、K w、K sp)的综合应用 1.四大平衡常数的比较 常数符号适用体系影响因素表达式 水的离子积常数K w 任意水 溶液 温度升高, K w 增大 K w =c(OH-)·c(H+) 电离常数酸K a 弱酸 溶液 升温, K值增大 HA H++A-,电离常数K a= 碱K b 弱碱 溶液 BOH B++OH-,电离常数K b= 盐的水解常数K h 盐溶液 升温,K h 值增大 A-+H 2 O OH-+HA,水解常数K h= 溶度积常数K sp 难溶电 解质溶液 升温,大 多数K sp 值增大 M m A n的饱和溶液:K sp= c m(M n+)·c n(A m-) 2.四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动的方向 Q c 与K的关系平衡移动方向溶解平衡 Q c >K逆向沉淀生成 Q c =K不移动饱和溶液 Q c ①K h=②K h= (3)判断离子浓度比值的大小变化。如将NH 3·H 2 O溶液加水稀释,c(OH-)减小,由 于电离平衡常数为,此值不变,故的值增大。(4)利用四大平衡常数进行有关计算。 【典例】(2019·武汉模拟)(1)用0.1 mol·L-1 NaOH溶液分别滴定体积均为20.00 mL、浓度均为0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液,得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。 ①滴定醋酸的曲线是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。 ②V1和V2的关系:V1________V2(填“>”“=”或“<”)。 (2)25 ℃时,a mol·L-1的醋酸与0.01 mol·L-1的氢氧化钠溶液等体积混合后呈中性,则醋酸的电离常数为________。(用含a的代数式表示)。 【审题流程】明确意义作判断,紧扣关系解计算 【解析】(1)①醋酸为弱酸,盐酸为强酸,等浓度时醋酸的pH大,曲线Ⅱ为滴定盐酸曲线,曲线Ⅰ为滴定醋酸曲线,答案填Ⅰ; ②醋酸和氢氧化钠恰好完全反应时,得到的醋酸钠溶液显碱性,要使溶液pH=7,需要醋酸稍过量,而盐酸和氢氧化钠恰好完全反应,得到的氯化钠溶液显中性,所以 化学平衡图像专题 1．对反应2A（g）＋2B（g）3C（g）＋D（？），下列图象的描述正确的是 A. 依据图①，若t1时升高温度，则ΔH<0 B. 依据图①，若t1时增大压强，则D是固体或液体 C. 依据图②，P1>P2 D. 依据图②，物质D是固体或液体 【答案】B 2．下列图示与对应的叙述相符的是 A. 图甲表示放热反应在有无催化剂的情况下反应过程中的能量变化 B. 图乙表示一定温度下，溴化银在水中的沉淀溶解平衡曲线，其中a点代表的是不饱和溶液，b点代表的是饱和溶液 C. 图丙表示25℃时，分别加水稀释体积均为100mL、pH=2的一元酸CH3COOH溶液和HX溶液，则25℃时HX的电离平衡常数大于CH3COOH D. 图丁表示某可逆反应生成物的量随反应时间变化的曲线，由图知t时反应物转化率最大 【答案】B 3．—定条件下，CO2(g)+3H2(g)CH3OH (g)+H2O(g) △H=－57.3 kJ/mol，往2L 恒容密闭容器中充入1 mol CO2和3 mol H2，在不同催化剂作用下发生反应①、反应②与反应③，相同时间内CO2的转化率随温度变化如下图所示，b点反应达到平衡状态，下列说法正确的是 A. a 点v(正)>v(逆） B. b点反应放热53.7 kJ C. 催化剂效果最佳的反应是③ D. c点时该反应的平衡常数K=4/3(mol-2.L-2) 【答案】A 4．如图是可逆反应A+2B2C+3D的化学反应速率与化学平衡随外界条件改变（先降温后加压）而变化的情况，由此推断错误的是 A. 正反应是放热反应 B. A、B一定都是气体 C. D一定不是气体 D. C可能是气体 【答案】B 5．下图是恒温下H 2(g)+I2(g)2HI(g)+Q(Q>0)的化学反应速率随反应时间变化的示意图，t1时刻改变的外界条件是 化学平衡图像题专题分类总结 一、化学平衡图像题的解法 1、步骤： （1）看图像。一看面，即看清楚横坐标与纵坐标的意义；二看线，即线的走向和变化趋势；三看点，即起点、、终点、交点、拐点；四看辅助线，如等温线、等压线、平衡线等；五看量的变化，如温度、浓度、压强、转化率、产率、百分含量等的变化趋势（2）想规律。联想外界条件对反应速率和化学平衡的影响规律。 （3）做判断。根据图像中体现的关系与所学规律对比，做出符合题目要求的判断。 2、原则： （1）“定一议二”原则 在化学平衡图像中，包括横坐标、纵坐标和曲线所表示的三个量，先确定横坐标（或纵坐标）所表示的量，再讨论纵坐标（或横坐标）与曲线的关系。 （2）“先拐先平，数值大”原则 在化学平衡图像中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示温度较高或压强较大。 二、常见的几种图像题的分析 1、速率—时间图 此类图像揭示了V正、V逆随时间（含条件改变对速率的影响）而变化的规律，体现了平衡的“动、等、定、变”的基本特征，以及平衡移动的方向。 【例1】对于达平衡的可逆反应X＋Y W＋Z，在其他条件不变的情况下，增大压强，反应速度变化图像如图所示，则图像中关于X，Y，Z，W四种物质的聚集状态为 A、Z，W为气体，X，Y中之一为气体（） B、Z，W中之一为气体，X，Y为非气体 C、X，Y，Z皆为气体，W为非气体 D、X，Y为气体，Z，W中之一为气体 2、浓度－时间图像 此类图像题能说明各平衡体系组分（或某一成分）在反应过程中的变化情况，解题时要注意各物质曲线的拐点（达平衡时刻），各物质浓度变化的内在联系及比例符合化学方程式中化学计量数关系等情况。 【例2】今有正反应放热的可逆反应，若反应开始 经t1秒后达平衡，又经t2秒后，由于反应条件改变，使平衡破坏，到t3秒时 又建立新的平衡，如图所示： （1）该反应的反应物是_________________ （2）该反应的化学方程式为_________________ 水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算 1.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(K a、K b、K h)进行相关计算。 2.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。 3.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。理解溶度积(K sp)的含义，能进行相关的计算。 4.以上各部分知识的综合运用。 命题热 点提炼 三年考情汇总核心素养链接 3.溶液 中的 “四大 平衡常 数”的 计算及 应用 2016·Ⅰ卷T12，T27 2018·Ⅲ卷T12 2017·Ⅰ卷T13(A)、 T27，Ⅱ卷T12(B)，Ⅲ 卷T13(A) 2016·Ⅰ卷T27，Ⅱ 卷T28 1.平衡思想——能用动态平衡的观点考察，分析 水溶液中的电离、水解、溶解三大平衡。 2.证据推理——根据溶液中离子浓度的大小变 化，推断反应的原理和变化的强弱。 3.实验探究——通过实验事实，探究水溶液中酸 碱性的实质。 4.模型认知——运用平衡模型解释化学现象，揭 示现象本质和规律。 水溶液中的三大平衡及其常数的有关计算 1．电离平衡与水解平衡的比较 电离平衡(如CH3COOH溶液) 水解平衡(如CH3COONa溶液)实质弱电解质的电离盐促进水的电离 升高温度 促进电离，离子浓度增大，K a 增大 促进水解，水解常数K h增大加水稀释 促进电离，离子浓度(除OH－外) 减小，K a不变 促进水解，离子浓度(除H＋外)减小，水 解常数K h不变 加入相应离子 加入CH3COONa固体或盐酸， 抑制电离，K a不变 加入CH3COOH或NaOH，抑制水解， 水解常数K h不变 加入反应离子加入NaOH，促进电离，K a不变加入盐酸，促进水解，水解常数K h不变 2018年全国卷高考化学复习专题突破《四大平衡常数》 一、水的离子积常数 1．水的离子积常数的含义 H 2O ?H ＋＋OH － 表达式:25 ℃时,K w ＝c (H ＋)·c (OH －)＝1.0×10－14. 2．对K w 的理解 (1)K w 适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)水溶液. (2)恒温时,K w 不变;升温时,电离程度增大(因为电离一般吸热),K w 增大. 二、电离平衡常数(K a 、K b ) 1．电离平衡常数的含义 如对于HA ?H ＋＋A － ,K a ＝)A (H )A ()(H c c c -+?;BOH ?B ＋＋OH －,K b ＝(BOH))(OH )(B c c c -+?. 2．K 值大小的意义 相同温度下,K 值越小表明电离程度越小,对应酸的酸性或碱的碱性越弱. 3．影响K 值大小的外因 同一电解质,K 值只与温度有关,一般情况下,温度越高,K 值越大;此外对于多元弱酸来说,其K a 1?K a 2?K a 3. 三、水解平衡常数(K h ) 1．水解平衡常数的含义 A －＋H 2O ?HA ＋OH －,达到平衡时有K h ＝) (A (HA))(OH -c c c ?-＝K w K a .同理,强酸弱碱盐水解平衡常数与弱碱电离平衡常数K b 的关系为K h ＝K w K b . 2．影响K h 的因素 K h 值的大小是由发生水解的离子的性质与温度共同决定的;温度一定时,离子水解能力越强,K h 值越大;温度升高时,K h 值增大;对于多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子来说,其K h 1?K h 2?K h 3. 四、溶度积常数(K sp ) 1．溶度积常数K sp 的表达式 对于组成为A m B n 的电解质,饱和溶液中存在平衡A m B n (s)?m A n ＋(aq)＋n B m －(aq),K sp ＝c m (A n ＋)·c n (B m －). 2．影响K sp 大小的因素 对于确定的物质来说,K sp 只与温度有关;一般情况下,升高温度,K sp 增大. 3．溶度积规则 当Q c >K sp 时,溶液过饱和,有沉淀析出,直至溶液饱和,达到新的平衡;当Q c ＝K sp 时,溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态;当Q c 高中化学知识点总结：化学平衡 1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。 2．化学平衡状态的特征 （1）“等”即 V正=V逆>0。 （2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。 （3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。 （4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。 （5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。 3．化学平衡状态的标志 化学平衡状态的判断（以mA+nB xC+yD为例），可从以下几方面分析： ①v(B耗)=v(B生) ②v(C耗):v(D生)=x : y ③c(C)、C%、n(C)%等不变 ④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定 ⑤体系颜色不变 ⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量 ⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等 4．影响化学平衡的条件 （1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。 （2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 ①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。 ②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。 ③温度：升高温度，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：不能影响平衡移动。 5．等效平衡 在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。 （1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。 （2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。 （3）在定温、定容情况下，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）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。 6．化学平衡计算时常用的2个率 （1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。 对于一般的可逆反应： m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)， 在一定温度下达到平衡时： K＝c p(C)·c q(D) c m(A)·c n(B)以一元弱酸HA为例： HA H＋＋A－，电离常数K a＝ c(H＋)·c(A－) c(HA) 考点一 化学平衡常数 常考题型 1.求解平衡常数； 2．由平衡常数计算初始(或平衡)浓度； 3．计算转化率(或产率)； 4．应用平衡常数K 判断平衡移动的方向(或放热、吸热等情况)。 对 策 从基础的地方入手，如速率计算、“三阶段式”的运用、阿伏加德罗定律及其 推论的应用、计算转化率等，这些都与化学平衡常数密不可分(严格讲电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡也是化学平衡，只是在溶液中进行的特定类型的反应而已)，要在练习中多反思，提高应试能力。 [应用体验] 1．高炉炼铁过程中发生的主要反应为1 3Fe 2O 3(s)＋CO(g) 2 3 Fe(s)＋CO 2(g)。已知该反应在不同温度下的平衡常数如下： 温度/℃ 1 000 1 150 1 300 平衡常数 4.0 3.7 3.5 请回答下列问题： (1)该反应的平衡常数表达式K ＝________，ΔH ________0(填“>”“<”或“＝”)； (2)在一个容积为10 L 的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe 、Fe 2O 3、CO 、CO 2各1.0 mol ，反应经过10 min 后达到平衡。求该时间范围内反应的平均反应速率v (CO 2)＝________，CO 的平衡转化率＝________。 2．已知可逆反应：M(g)＋N(g) P(g)＋Q(g) ΔH ＞0，请回答下列问题： (1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c (M)＝1 mol/L ， c (N)＝2.4 mol/L ；达到平衡后，M 的转化率为60%，此时N 的转化率为________。 (2)若反应温度升高，M 的转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。 (3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c (M)＝4 mol/L ，c (N)＝a mol/L ；达到平衡后，c (P)＝2 mol/L ，a ＝________。 (4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为：c (M)＝c (N)＝b mol/L ，达到平衡后，M 的转化率为________。高考化学专题复习：化学平衡图像专题-学习文档
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32、四大平衡常数详解