三大平衡
化学平衡
一、化学平衡的影响因素
1.浓度：在其他条件不变时增大反应物浓度或减小生成物开始的对应浓度可使平衡向着正反应
方向移动；反之亦然。
2.压强：在有气体参加的可逆反应里，在其他条件不变时，增大压强，平衡向气体总体积缩小
的方向移动；反之亦然。
【注意】（1）改变压强的实质是改变参加反应气体物质的浓度，故压强与参加反应的固体或液体物质的反应速率无关。
（2）对于化学方程式中反应前后气体的系数和相等的反应以及平衡混合物都是固体或液体的反应，改变压强，平衡不移动。
3.温度：在其他条件不变的情况下，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：使用催化剂能同时同等程度地改变正、逆反应速率，即正、逆反应速率相对不变。
所以催化剂对平衡移动无影响。
【总结】勒夏特列原理(平衡移动原理)：
已达平衡的可逆反应，如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向着减弱这种改变的方向移动。
注意：平衡移动只能减弱条件改变对平衡的影响，不能完全抵消这种改变，更不能扭转这种改变。
水解
一、盐类水解的类型及规律
1.盐类水解的定义及实质
强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阳离子、阴离子可分别与水电离产生的OH－或H+生成弱电解质——弱酸或弱碱，使得溶液中c(H+)≠c(OH－)，因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性。盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。盐类的水解会促进水的电离。
2.水解反应离子方程式的书写
（1）酸式盐的水解：
溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。
①阴离子是较强或中强的酸根，电离为主：
NaH2PO4 =Na＋+H2PO4－
H2PO4－
H＋+ HPO42－（以电离为主）呈酸性
H2PO4－+H2O
H3PO4 + OH-（水解次之）
以电离为主的盐有：NaH2PO4、NaHSO3等，这样的盐溶液呈酸性，考虑离子浓度大小比较时可忽略水解。
②阴离子是弱酸根，如NaHCO3以水解为主：
HCO3-+H2O
H2CO3-+ OH-（以水解为主）呈碱性
HCO3-
H+ +CO32-（次要）
这类盐还有：KHCO3、K2HPO4、KHS等，这样的盐溶液呈碱性，考虑离子浓度大小比较时可忽略电离。（2）书写盐的水解离子方程式时应注意的问题
①水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
②水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”符号。[双水解除外如：Al2S3、Al2(CO3)3]
③多元酸盐的水解是分步进行的，如：
CO32-+ H2O
HCO3- +OH-
HCO 3- +H 2O H 2CO 3 + OH -
多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，如：
Cu 2++2H 2O Cu(OH)2 + 2H ＋
Al 3++3H 2O Al(OH)3 + 3H
＋
3. 盐类水解类型及规律
（1）强碱弱酸所生成的盐的水解——溶液呈碱性—— 如Na 2S 、Na 2CO 3 （2）强酸弱碱所生成的盐的水解——溶液呈酸性——如NH 4NO 3 （3）强酸强碱所生成的盐不水解——溶液呈中性——如NaCl 、KNO 3
（4）弱酸弱碱盐——双水解（了解）——如NH 4Ac 显中性、(NH 4)2S 显碱性 二、影响盐类水解的因素
1. 内因：盐本身性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。
2. 外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。 （2）浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。
（3）外加酸碱：外加酸碱能影响盐的水解。例如：水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的H ＋
，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。 三、双水解反应
弱酸的酸根离子与弱碱的金属阳离子(含NH 4+)在水溶液中相遇之后是否发生双水解反应的问题，确有一定的复杂性。这其中的奥妙不强求中学生探究，了解以下几种常见的、典型的双水解反应的实例即可，它们是Al 3+与HCO 3-、CO 32-、AlO 2-的反应，NH 4+与CO 32-的反应，Fe 3+与HCO 3-、CO 32-、AlO 2-的反应。这些离子之间的双水解反应的原理与上述的Al 3+与HCO 3-之间的双水解反应相似。对双水解反应通常用离子方程式来表示。写离子方程式时，一般要根据水解特征、水解生成的酸和碱的特点确定反应物和生成物，以离子的电荷守恒和质量守恒相结合进行配平。例如：
3232322A13CO 3H O 2A1(OH)3CO +-++=↓+↑；3332Al 3HCO A1(OH)3CO +-
+=↓+↑
3223Al 3AlO 6H O 4A1(OH)+-++=↓
；342332CH COO NH H O CH COOH NH H O -+
+++ (可逆反应) 四、离子浓度大小比较规律
1. 大小比较方法
（1）考虑水解因素：如Na 2CO 3溶液CO 32-+H 2O HCO 3-+OH -；HCO 3-+H 2O H 2CO 3+OH -，
所以c(Na +)> c(CO 32-)> c(OH -)> c(HCO 3-)
（2）不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素，例如，相同浓度的NH 4Cl 、
CH 3COONH 4、NH 4HSO 4中，c(NH 4+)由大到小的顺序是NH 4HSO 4>NH 4Cl>CH 3COONH 4。 （3）混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如：相同浓度的NH 4Cl 和氨水
混合液中，离子浓度顺序是c(NH 4+)> c(Cl -)> c(OH -)> c(H +)，即NH 3·H 2O 电离程度>NH 4+水解 程度。
2. 电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系：
元素原子守恒、电荷数守恒以及水电离的H +和OH -数量相等 （1）元素原子守恒(即物料守恒)
如：纯碱溶液2233c(Na )2c(CO )2c(CO )+--
==+未溶解3
232c(HCO )2c(H CO )-+ NaH 2PO 4溶液2424c(Na )c(H PO )c(H PO )+--
==+未变化234434c(HPO )c(PO )c(H PO )--++
（2）电荷数守恒关系(即电荷守恒)
如：小苏打溶液23
3c(Na )c(H )c(HCO )2c(CO )++--
+=++c(OH )- Na 2HPO 4溶液2244c(Na )c(H )c(H PO )2c(HPO )++--+=++343c(PO )c(OH )--
+
【注意】1molCO 32-带有2mol 负电荷，所以电荷浓度应等于2c(CO 32-)，同理PO 43-电荷浓度等于3c(PO 43-)。
（3）水电离的H +和OH -数量相等(即质子守恒)
如：纯碱溶液c(H )c(OH )+-=水水；323c(H )c(HCO )2c(H CO )c(H )+-
+=++水
即323c(OH )c(HCO )2c(H CO )c(H )--
+=++水
电 离
影响电离平衡移动的因素
以25℃下，0.1mol·L －1
的CH 3COOH 溶液存在的电离平衡为例：CH 3COOH CH 3COO －
+H +
。电离平衡的
影响因素如下： （1）升温
电离平衡右移。升高温度，电离平衡常数增大，平衡右移。
（2）加水
电离平衡右移。加水后各微粒的浓度都同等程度地减小，+33c(CH COO )c(H Q c(CH COOH)
-?=）
＜K （K 不变），只有平衡
右移，方可使Q 增加到等于K 。
（3）加CH 3COONa 固体
电离平衡左移。当加入CH 3COONa 固体时，CH 3COONa 完全电离使CH 3COO －
浓度增大，即Q ＞K ，只有平衡左移，方可使Q 减小到等于K 。 （4）通入氯化氢气体
氯化氢气体溶于水后，H +浓度增大，即Q ＞K 只有平衡左移，方可使Q 减小到等于K 。 （5）加NaOH 固体
电离平衡右移。强电解质NaOH 溶于水后，完全电离为Na +和OH －
，OH －
和H +发生反应而使
H +浓度降低，即Q ＜K ，只有平衡右移，方可使Q 增大到等于K 。 （6）加Na 2CO 3固体
电离平衡右移。强电解质Na 2CO 3溶于水后溶液中CO 32－
与H +反应使H +浓度降低，即Q ＜K ，只
有平衡右移，方可使Q 增大到等于K 。
水的电离
1）影响水电离的因素
①温度
温度升高，水的电离程度增大（电离吸热，升温向电离方向移动）。 ②加入强碱弱酸盐或强酸弱碱盐
由水的电离方程式：H 2O H + +OH －可以看出若要减小c （H +
）或c （OH －）可以向水中加入强碱
弱酸盐如：CH 3COONa 、Na 2CO 3、K 2S 、NaClO 等促进水的电离，也可以加入强酸弱碱盐如NH 4NO 3、 AlCl 3、FeCl 3等促进水的电离。 ③酸、碱
在酸性溶液中由于有大量的氢离子，因此会抑制水的电离，在碱性溶液中由于存在大量的氢氧根离子 也会抑制水的电离。 2）影响K W 的因素
K W 只与温度有关，而与c （OH －
）、c （H +）的变化无关，与酸、碱、盐溶液及其浓度大小无关。
pH 计算及适用范围
pH 是c （H +）一种表示方法，溶液的pH 是c （H +）的负对数，即：pH=－lgc （H +） 例如：常温下，c （H +）=1.0×10－7
的中性溶液，pH=－lg10－
7=7.0。
c （H +）=1.0×10
－5
的酸性溶液，pH=－lg10－5=5.0。 c （H +）=1.0×10
－12
的碱性溶液，pH=－lg10
－12
=12.0
溶液的pH 可以用pH 试纸来测量，也可以用pH 计来测量。
强酸：c(H +)=nc mol·L -1 pH=-lgc(H +)=-lgnc
强碱：14
1
10c(H )mo1L nc -+
-=
pH=-lgc(H +)=14+lgnc
常 数
一、电离平衡常数
在一定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数。若一元弱酸电离常数就一个用K 表示。若二元弱酸电离电离平衡常数有两个K 1（一步电离）、K 2 （二步电离） 且K 1＞K 2。多元弱酸有几步电离电离常数就有几个，且依次减小。例如：H 2S 的电离常数如下
第一步电离： H 2S H +
+H S
－ K 1=
2c(H )c(HS )
c(H S)
+-=1.3×10-7 第二步电离： HS － H ++S 2－
K 2=2c(H )c(S )
c(HS )
+--
=7.1×10-15 二、电离度
1、概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数的(包括已
电离的和未电离的)百分数。 2、表达式：电离度(a)= 已电离的弱电解质分子数
溶液中原有弱电解质总分子数×100%= n n 已电离总×100%= c c c -平始始
×100%（n －物质
的量 c －物质的量浓度）
三、水的离子积
K W =c （H +）·c （OH －
），所以K W 在一定温度下也是常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
四、溶度积（选讲）
像水的电离、水解平衡一样，沉淀溶解平衡也有平衡常数，符号为K sp 。对于下列沉淀溶解平衡：
M m A n （s ） 可逆号 mM n++nA m －
（aq ）
固体纯物质不列平衡常数，上述反应的平衡常数为：
K sp =〔c(M n+)〕m ·〔c(A m －
)〕n
m=1，n=1，则：K sp =c(Ag +) ·c(Cl －
)
在一定温度下，K sp 是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂乘积——离子积Q c 的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
Q c ＞K sp ，溶解过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡； Q c =K sp ，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
Q c ＜K sp ，溶液为不饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
有关物料守恒、电荷守恒、粒子浓度比较问题
1、（★★）将标准状况下的2.24L CO 2通入150mL 1mol·L －
1 NaOH 溶液中，下列说法正确的是（ ）
A ．c(HCO 3－)略大于c(CO 32－)
B ．c(HCO 3－)等于c(CO 32－
)
C ．c(Na ＋)等于c(CO 32－)与c(HCO 3－)之和
D ．c(HCO 3－)略小于c(CO 32－
)
2、（★★★）10.02mol L -?的HCN 溶液与10.02mol L -?的NaCN 溶液等体积混合，测得溶液中的(CN )(Na )c c -+＜，则下列关系中不正确的是（ ）
A ．(Na )(CN )(OH )(H )c c c c +--+＞＞＞
B ．1(HCN)(CN )0.02mol L c c --+=?
C ．(CN )(HCN)c c -＞
D ．(Na )(H )(CN )(OH )c c c c ++--+=+
3、（★★★）在 Na 2S 溶液中存在的下列关系中不正确的是（ ）
A ．c(Na ＋)＝ 2c(S 2－)+2c(HS －
) + 2c(H 2S)
B ．c(Na ＋) + c(H ＋)＝ c(OH －) + c(HS －) + c(S 2－
)
C ．c(OH －)＝ c(H ＋) + c(HS －
) + 2c(H 2S)
D ．c(Na ＋)＞c(S 2－)＞c(OH －) ＞c(HS －
)
4、（★★★）已知0.1mol·L －
1的二元酸H 2A 溶液的pH ＝4.0，则下列说法中正确的是（ ）
A ．在Na 2A 、NaHA 两溶液中，离子种类不相同
B ．在溶质物质的量相等的Na 2A 、NaHA 两溶液中，阴离子总数相等
C ．在NaHA 溶液中一定有：c(Na ＋)+(H ＋)＝c(HA －)+(OH －)+2c(A 2－
)
D ．在Na 2A 溶液中一定有：c(Na ＋)＞c(A 2－)＞c(H ＋)＞c(OH －
)
5、（★★★）下列叙述正确的是（ ）
A ．0.1mol·L －1氨水中，c (OH －
)=c (NH 4+)
B ．10 mL 0.02mol·L －1HCl 溶液与10 mL 0.02mol·L －
1Ba(OH)2溶液充分混合后溶液的pH=7
C ．在0.1mol·L －1CH 3COONa 溶液中，c (OH －
)=c (CH 3COOH)+c (H +)
D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2－)+c(HA－)+c(H2A)
（★★★）某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。则下列描述正确的是（）A．该溶液可能由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成
B．该溶液可能由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成
C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．加入适量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和
6、（★★★★）将pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是（ ）
A．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－) B．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+) C．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－) D．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+)
7、（★★★★）下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（）
A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：
c(H+) + c(M+) = c(OH-) + c(A-)
B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：
c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3)
C．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：
c(CH3COO－) +2c(OH－) = 2c(H+) + c(CH3COOH)
D．0.1mol·L－1的NaHA溶液，其pH=4：c(HA－)＞c(H+)＞c(H2A)＞c(A2－)
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
(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。
三种能量平衡减肥方法
三种能量平衡减肥方法 3 Ways to Change Your Energy Balance to Lose Weight 三种能量平衡减肥方法 Life is all about achieving balance, right? Well, not if you're trying to lose weight. If you've achieved an energy balance then you will not lose weight. A perfect energy balance equation helps you to maintain your weight. If you want to slim down, you need to knock that scale off kilter. 生活就是追求平衡,对吧?然而,如果你在减肥，就打破了平衡。如果你实现了能量平衡,那么你不会减肥。一个完美的能量平衡可以帮助你保持你的体重。如果你想减肥,你需要打破这种能量平衡。 What Is My Energy Balance? 我的能量平衡是什么？ Energy balance is the difference between your energy input or the number of calories that you put into your body and the energy you burn each day. 能量平衡就是身体能量摄取或者摄入卡路里的数量，和你每天消耗的能量之间的差异。 Some people refer to the energy balance equation as the "calories in, calories out" equation. You should calculate your energy balance if you want to lose
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
水溶液中的三大平衡练习题
水溶液中的“三大平衡” (1) 题型：选择题 6分，电离度(2016)，沉淀溶解平衡、溶度积常数( 2015、2013 )、K sp 计 算(2014)、离子积常数(2012) 选择题：每小题只有一项符合题意。 1 ?醋酸是电解质，下列事实能说明醋酸是弱电解质的组合是 ① 醋酸与水能以任意比互溶 ②醋酸溶液能导电 ③醋酸溶液中存在醋酸分子 ④0.1 —1 一 1 mol L 醋酸的pH 比0.1 mol L 盐酸的pH 大⑤醋酸能和碳酸钙反应放出 CO ⑥大小 相同的锌粒与相同物质的量浓度的盐酸和醋酸反应，醋酸产生 耳速率慢 A. ②⑥ B.③④⑤ C.③④⑥ D.①② 2. 下列叙述正确的是 A. 盐酸中滴加氨水至中性，溶液中溶质为氯化铵 B. NaHSO 溶液、KF 溶液、KAI(SO “2溶液、Nal 溶液中，前三个都对水的电离平衡产生 影响，且 都促进水的电离 C. 向NaAIQ 溶液中滴加NaHCO 溶液，有沉淀和气体生成 D. 25 C 时，用醋酸溶液滴定等浓度 NaOH 溶液至pH = 7 , V (醋酸)> V 3. 将浓度为0.1 mol L 「1 HF 溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是 + C (F 一) A. C (H ) B. K a (HF) C. c (H +) D. 4. 对滴有酚酞试液的下列溶液，操作后颜色变深的是 A. 明矶溶液加热 B. CHCOON 溶液加热 C.氨水中加入少量 NHCI 固体 D.小苏打溶液中加入少量 5. 下列溶液中粒子的物质的量浓度关系正确的是 A. 0.1 mol L 一1 NaHCO 溶液与0.1 mol L 一1 NaOH 溶液等体积混合，所得溶液中： c (Na + ) > c (CO 3 ) > c (HCO ) > c (OH ) B. 20 mL 0.1 mol L — 1 CH 3COON 溶液与 10 mL 0.1 mol L — 1 HCI 溶液混合后溶液呈酸性, 所得溶 液中：c (CHCOO) > c (CI 一)> c (CH 3COOH) > c (H + ) C. 室温下，pH = 2的盐酸与pH = 12的氨水等体积混合，所得溶液中： — + + — c (CI ) + c (H + ) > c (NH 4)+ c (OH ) D. 0.1 mol L 一1 CH 3COOH 溶液与0.1 mol ?一1 NaOH 溶液等体积混合，所得溶液中： C (OH 「)> c (H + ) + c (CH 3COOH) 6. 常温下，0.2 mol L — 1 的一元弱酸HA 与等浓度的NaOH 溶液等体积混合后，所得溶液中 部分微粒组成及浓度如图所示，下列说法正确的是 A. HA 为强酸 B.该混合液pH = 7 C. 图中X 表示HA Y 表示 OH , Z 表示H D. 该混合溶液中：c (A — ) + c (Y) = c (Na + ) 7. 室温下，甲、乙两烧杯均盛有 5 mL pH = 3的某一元酸溶 液，向乙烧杯中加水稀释至 pH = 4。关于甲、乙烧杯中溶 液的描述正确的是 c (H + ) C (HF) NaCI 固体
平衡常数K(Kp)的计算和应用
化学平衡常数K（Kp）的计算和应用教学设计 广州市第三中学魏勤 高考情况分析： 在近几年全国卷中，直接计算平衡常数K的题目有8道。它们在《题型训练》中的位置分别是： 原理题1（2013全国甲卷28题）P178 原理题3（2014全国甲卷26题）P182 原理题4（2014全国乙卷28题）P183 原理题5（2015全国甲卷27题）P185（只写表达式） 原理题6（2015全国乙卷28题）P187（只写计算式） 原理题8（2016全国乙卷27题）P191 原理题11（2017全国乙卷28题）P196 原理题12（2017全国丙卷28题）P198 专题目标 习惯依赖计算器的学生，对于化学试卷中的计算有一种恐惧，经常是直接放弃，特别是二卷中的计算。平衡常数和压强平衡常数还涉及转化率等有关平衡的相关计算，既是化工生产中必须关注的，也是高考的必考考点和热点。 不管是速率、起始（或平衡）浓度（或物质的量）、转化率，还是平衡常数的计算，都涉及到三段式，这是学生最容易想到的方法。通过本训练，希望学生能够熟练应用三段式，掌握平衡常数和压强平衡常数的计算方法，从而克服对计算的恐惧心理。 引出问题1——直接利用数据或列三段式计算K或K p 例1．题型训练P182（2014全国甲卷26题）——直接代数型 在容积为的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g) 2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。
回答下列问题： （1）……反应的平衡常数K1为。 （2）100℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)以 mol?L-1?s-1的平均速率降低，经10s又达到平衡。…… ②列式计算温度T是反应的平衡常数K2：。 答案:L L 【变式训练1】 上题(1)中, 若起始压强为MPa，则平衡压强p总= ；分压p(NO2)= ，p(N2O4)= ，压强平衡常数K p= 。 答案： 方法指导：根据压强平衡常数的公式，分别求出总压强分压Kp 例2．题型训练P191 （2016·新课标全国Ⅰ，27）——给出三段式部分数据 （2）CrO2－4和Cr2O2－7在溶液中可相互转化。室温下，初始浓度为 m ol·L－1的Na2CrO4溶液中c(Cr2O2－7)随c(H＋)的变化如图所示。 ②用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应
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
高中化学水溶液中的三大平衡及其常数计算
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
三大平衡计算.docx
第 1 讲配料计算 1.1 配料方案的选择 因为硅酸盐水泥熟料是由两种或两种以上的氧化物化合而成，因此，在水泥 生产中控制各氧化物之间的比值（即率值），比单独控制各氧化物的含量，更能反映出对熟料矿物组成和性能的影响。故常用表示各氧化物之间相对含量的率值来 作为生产控制的指标。为了获得较高的熟料强度，良好的生料易烧性以及易于控 制生产，选择适当的熟料三率值是非常必要的。 1.1.1 熟料率值的确定 众所周知， C3S 是熟料的主要矿物，在水泥水化过程中水化速度最快，对熟 料的 3d、28d 强度起着关键性的作用，而实际生产中熟料的C3S 含量由熟料的KH 来决定的。当熟料中的KH 值在0.86~0.92 之间时，R3、R28 值均较高；当KH≥ 0.91 时，虽然 R3 较高，但 R28 已呈下降趋势，此时，熟料烧成已经较困难，f-CaO 不易控制，对强度有较大影响。因此，KH 取0.86~0.90 为熟料最佳控制范围，可以保证熟料的 3 天和 28 天强度[2]。 若熟料 SM 过高，则由于高温液相量显著减少，熟料煅烧困难，C3S 不易形成； SM 过低，则熟料因硅酸盐矿物少而熟料强度低，且由于液相量过多，易出 现结大块、结炉瘤、结圈等，影响窑的操作。SM 一般控制在 2.3~2.7 范围内。 若 IM 过高，熟料中 C3A 含量多，液相粘度大，物料难烧，水泥凝结快。IM 过低，虽然液相粘度小，液相中质点易于扩散对C3形成有利，但烧结范围窄， S 窑内易结大块，不利窑的操作。IM 一般控制在 1.5~1.7 范围内。 表 2-1 国内主要水泥生产公司熟料率值及液相量[3]厂名ZH SD ZJ LG IN SC XJ BQ YS KH0.870.900.880.890.870.870.900.890.87 SM 2.49 2.46 2.58 2.32 2.36 2.42 2.58 2.52 2.37 IM 1.61 1.69 1.45 1.62 1.44 1.63 1.35 1.64 1.35 L1450 C24.0723.8723.4325.4025.4124.3822.3524.6824.70两高一中方案即高SM、高 IM 、中KH 、低液相量配料方案，其值控制为:KH=0.88 ±0.02、SM=2.5±0.1、IM=1.6 ± 0.1、 L=20%~25%。从我国冀东等公司的预分解窑生产实践看，两高一中方案是适当的。
三大平衡常数
高三化学二轮复习—三大平衡常数 1、理解化学平衡常数、电离平衡常数、溶度积的含义，会书写相应的表达式。 2、能利用化学平衡常数进行简单的计算。 3、知道平衡常数的应用。 一、自主复习： 1、平衡常数表达式： 对于可逆反应：a A(g)+ b B(g) c C(g)+d D(g)，其中a 、b 、c 、d 分别表示化学方程式中各反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数表达式为： 如CH 3COOH CH 3COO -+ H +，电离平衡常数 。 Fe(OH)3(s) Fe 3+(aq )+ 3OH -(aq ), 溶度积常数 。 2、平衡常数的意义： （1）化学平衡常数K 的大小能说明反应进行的程度（也叫反应的限度）。K 值越大，表明反应进行得越 ；K 值越小，表示反应进行得越 。 （2）弱酸、弱碱的电离常数能够反映弱酸、弱碱酸碱性的相对强弱。 电离常数越大，弱酸(碱)的酸(碱)性越 ， 反之,则越 。 （3）难溶电解质的K sp 的大小反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 思考：根据下表的数据可以出什么结论？ 结论：Ksp 和S 均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质才有Ksp 越大S 越 的结论。 3、平衡常数的影响因素： 平衡常数只与 有关。 若正反应是吸热反应，升高温度，K ；若正反应是放热反应，升高温度，K 。 二、平衡常数的应用 1、利用K 值判断反应的热效应 例1、现代炼锌的方法可分为火法和湿法两大类。 火法炼锌是将闪锌矿（主要含ZnS ）通过浮选、焙烧使它转化为氧化锌，再把氧化锌和焦炭混合，在鼓风炉中加热至1373-1573K ，使锌蒸馏出来。主要反应为：①焙烧炉中：2ZnS+3O 2＝2ZnO+2SO 2 ②鼓风炉中：2C+O 2＝2CO ③鼓风炉中：ZnO （s ）+CO （g ） Zn(g)+CO 2（g ） ⑴请写出反应③的平衡常数表达式K= ， ⑵若在其它条件不变时，在鼓风炉中增大CO 的浓度，平衡将向 移动，此时平衡常数 （填“增大”、“减小”或“不变”）。 2、利用K 值计算反应的转化率 例2．（2010北京）.某温度下，H 2（g ）＋CO 2（g ） H 2O （g ）＋CO （g ）的平衡常数K ＝9/4。该温度下在甲、乙、丙三个恒容密闭容器中，投入H 2（g ）和CO 2（g ），其起始浓度如下表所示。 相同温度下 K sp S AgCl 1．8×10-10 1．5×10-4 Ag 2CO 3 8．1×10-12 3．2×10-3
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 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 溶液中的三大守恒式 1、在0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中有关粒子浓度关系正确的是 A.c（Na+）＞c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（H+）＞c（OH－） B.c（Na+）+c（H+）=c（HCO3－）+c（CO32－）+c（OH－） C.c（Na+）+c（H+）=c（HCO3－）+2c（CO32－）+c（OH－） D.c（Na+）=c（HCO3－）+c（CO32－）+c（H2CO3） 2、关于Na2CO3溶液，下列关系不正确的是 A、c(Na+)＞2c(CO32－) B、c(Na+)＞c(CO32－)＞c(H CO3－)＞c(OH—) C、c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH—)＞c(H CO3－)＞c(H2CO3) D、c(Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(H CO3－) +2c(CO32－) 3、标准状况下，向3mol·L－1的NaOH溶液100mL中缓缓通入4.48LCO2气体，充分反应后溶液中离子浓度大小排列顺序正确的是 A．c(Na+)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(OH－)>c(H+) B．c(Na+)>c(CO32－)=c(HCO3－)>c(OH－)>c(H+) C．c(Na+)>c(HCO3－)>c(CO－)>c(CO32－)>c(H+) D．c(Na+)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(OH－)>c(H+) 4、等体积的下列溶液，阴离子的总浓度最大的是 A 0.2mol/L K2S B 0.1mol/L Ba(OH)2 C 0.2mol/L NaCl D 0.2mol/L (NH4)2SO4 5、把0.02mol/LHAc溶液和0.01mol/LNaOH溶液等体积混合，则混合溶液中微粒浓度关系正确的是 A．c(Ac－)＞c(Na+) B．c(HAc)＞c(Ac－) C．2c(H+)＝c(Ac－)－c(HAc) D．c(HAc)+ c(Ac－)=0.01mol·L-1 6、（2006四川理综）25℃时，将稀氨水逐滴加入到稀硫酸中，当溶液的pH＝7时，下列关系正确的是 A、c(NH4＋)＝c(SO42－) B、c(NH4＋)＞c(SO42－) C、c(NH4＋)＜c(SO42－) D、c(OH－)＋c(SO42－)＝c(H＋)＋(NH4＋) 7、已知某温度下，在100 mL浓度为0.01 mol/L的NaHS强电解质溶液中，c(H+)>(OH-)，则下列关系式一定正确的是 A．溶液的pH=2 B．C(Na+)=0.01 mol/L≥c(B2-) C．C(H+)·c(OH-)=10-14 D．C(Na+)+c(H+)=c(HB-)+c(B2-)+c(OH-) 8、（2006苏州二测）已知某温度下0.1 mol·L-1的NaHB溶液中c(H+)＞c(OH-)，则下列关系中一定正确的是 A.c(Na+)=c(HB-)+2c(B2-)+c(OH-) B.c(Na+)=0.1 mol·L-1≥c(B2-) C.c(H+)·c(OH-)=10-14D．溶液的pH=1 化学平衡 一、化学平衡的影响因素 1.浓度：在其他条件不变时增大反应物浓度或减小生成物开始的对应浓度可使平衡向着正反应 方向移动；反之亦然。 2.压强：在有气体参加的可逆反应里，在其他条件不变时，增大压强，平衡向气体总体积缩小 的方向移动；反之亦然。 【注意】（1）改变压强的实质是改变参加反应气体物质的浓度，故压强与参加反应的固体或液体物质的反应速率无关。 （2）对于化学方程式中反应前后气体的系数和相等的反应以及平衡混合物都是固体或液体的反应，改变压强，平衡不移动。 3.温度：在其他条件不变的情况下，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：使用催化剂能同时同等程度地改变正、逆反应速率，即正、逆反应速率相对不变。 所以催化剂对平衡移动无影响。 【总结】勒夏特列原理(平衡移动原理)： 已达平衡的可逆反应，如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向着减弱这种改变的方向移动。 注意：平衡移动只能减弱条件改变对平衡的影响，不能完全抵消这种改变，更不能扭转这种改变。 水解 一、盐类水解的类型及规律 1.盐类水解的定义及实质 强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阳离子、阴离子可分别与水电离产生的OH－或H+生成弱电解质——弱酸或弱碱，使得溶液中c(H+)≠c(OH－)，因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性。盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。盐类的水解会促进水的电离。 2.水解反应离子方程式的书写 （1）酸式盐的水解： 溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。 ①阴离子是较强或中强的酸根，电离为主： NaH2PO4 =Na＋+H2PO4－ H2PO4－ H＋+ HPO42－（以电离为主）呈酸性 H2PO4－+H2O H3PO4 + OH-（水解次之） 以电离为主的盐有：NaH2PO4、NaHSO3等，这样的盐溶液呈酸性，考虑离子浓度大小比较时可忽略水解。 ②阴离子是弱酸根，如NaHCO3以水解为主： HCO3-+H2O H2CO3-+ OH-（以水解为主）呈碱性 HCO3- H+ +CO32-（次要） 这类盐还有：KHCO3、K2HPO4、KHS等，这样的盐溶液呈碱性，考虑离子浓度大小比较时可忽略电离。（2）书写盐的水解离子方程式时应注意的问题 ①水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。 ②水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”符号。[双水解除外如：Al2S3、Al2(CO3)3] ③多元酸盐的水解是分步进行的，如： CO32-+ H2O HCO3- +OH- 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。 守恒思想是一种重要的化学思想，其实质就是抓住物质变化中的某一个特定恒量进行分析，不探究某些细枝末节，不考虑途径变化，只考虑反应体系中某些组分相互作用前后某种物理量或化学量的始态和终态。利用守恒思想解题可以达到化繁为简，化难为易，加快解题速度，提高解题能力，对溶液中离子浓度大小进行比较可以用守恒法。有关溶液中离子浓度大小比较的问题是中学化学中常见问题。这类题目知识容量大、综合性强，涉及到的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用三种守恒关系——电荷守恒（溶液电中性）、物料守恒（元素守恒）、质子守恒（水的电离守恒）。除此之外还有如质量守恒、元素守恒、电子守恒、能量守恒等这里只讨论电解质溶液中的守恒问题。 } 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-)。 例如，在NaHCO3溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―) 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）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和。 实质上，物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒。 ） 第3部题型攻略与考前集训 『根据最新考试说明编写』 题型一化学基本观化学与STSE（科学、技术、社会、环保） 【样题1】下列对化学反应的认识，错误的是（） A．必然引起物质状态的变化B．会产生新的物质 C．会引起化学键的变化D．必然伴随着能量的变化 【样题2】下列与化学概念有关的说法正确的是()。 A．化合反应均为氧化还原反应 B．金属氧化物均为碱性氧化物 C．催化剂能改变可逆反应达到平衡的时间 D．石油是混合物，其分馏产品汽油为纯净物 【答案与解析】 【样题1】选A，【解析】化学反应的实质是旧键断裂，新键生成。C对，新键生成，即生成新物质，B对。破坏旧键需要能量，生成新键释放能量，D对。 【样题2】选C 。【解析】有单质参加的化合反应为氧化还原反应，否则不一定为氧化还原反应，如CaO＋H2O==Ca(OH)2等；大多数金属氧化物为碱性氧化物，但也有的是酸性氧化物，如Mn2O7等，也有的是两性氧化物，如Al2O3等；催化剂能改变可逆反应的速率，故可改变其达到平衡的时间，石油是混合物，其分馏产品汽油仍为混合物。 『说明』本题属容易题 【预测1】下列说法中，正确的是（） A．气象环境报告中新增的“PM2.5” 是对一种新分子的描述 B．化学反应能够制造出新的物质，同时也能制造出新的元素 C．“光化学烟雾” 、“硝酸型酸雨” 的形成都与氮氧化合物有关 D．明矾[KAl(SO4) 2·12H2O]常用于自来水的净化、杀菌消毒 【预测2】海水是一个巨大的化学资源宝库, 下列有关海水综合利用的说法正确的是() A. 从海水中可以得到NaCl, 电解熔融NaCl可制备Cl2 B. 海水蒸发制海盐的过程中只发生了化学变化 C. 海水中含有钾元素, 只需经过物理变化就可以得到钾单质 D. 利用潮汐发电是将化学能转化为电能 【预测3】以节能减排为基础的低碳经济是保持社会可持续发展的战略举措。下列做法违背发展低碳经济 的是() A. 发展氢能和太阳能2018年高考化学专题复习突破《四大平衡常数》知识点总结
溶液中的三大守恒式练习题-(1)
三大平衡
化学人教版高中选修4-化学反应原理盐类水解三大守恒
第10讲溶液中的三大平衡