化学平衡
可逆反应：
1.定义：在同一条件下，既能向 正 反应方向进行，又能向 逆 反应方向进行的化学反应。 很多反应都难以进行到底，如下列反应，都是可逆反应： N 2+3H
2 2NH
3 Cl 2+H 2O
HCl+HClO 2SO 2 + O 2
催化剂△
2SO 3
2.特点：
①同一条件，同时进行
②反应进行不到底，任何反应物的转化率都小于100%
【例1】2molSO 2和2molO 2放在密闭容器中反应，反应足够长时间时，O 2的物质的量在什么范围？
【例2】在密闭容器中进行反应：H 2(g)＋I 2(g)
2HI(g)，已知H 2、I 2、HI 的起始浓度分别为0.1 mol ·L －1、0.3
mol ·L －1、0.2 mol ·L －1，在一定条件下，充分反应后，各物质的浓度可能是( ) A.HI 为0.3 mol ·L －1 B.I 2为0.4 mol ·L －1 C.H 2为0.2 mol ·L －1 D.HI 为0.4 mol ·L －1
【答案】例1: 0<2mol 例2：A
一.化学平衡的建立
N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g)
1.v —
t 图
2.c —t 图
c
t
反应物
生成物
t 0
c
t
反应物
生成物
t 0
3.化学平衡状态
在一定条件下的可逆反应里， 正反应 和 逆反应 速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
二.化学平衡的特征： 1.特征：
“动” “等” “逆” “定” “变” 动态平衡 v(正)=v(逆) 可逆反应 各种变量 外界条件改变 （n 、c 、ω、φ等） 平衡可能改变
保持不变
2.达到平衡的判断
?.“等”（v 正＝v 逆） 口诀：正逆成比例
N 2 + 3H 2 2NH 3
① 消耗1molN 2，同时生成1molN 2
【变形】：消耗1molN 2，同时生成3molH 2 消耗1molN 2，同时消耗2molNH 3
② 断开1molN ≡N ，同时生成1molN ≡N
【变形】：断开1molN ≡N ，同时生成3molH —H 断开1molN ≡N ，同时断开6molN —H
③ 比例式及变形
1
1
)N ()N (22=
逆正v v
3
1
)H ()N (22=
逆正v v
3
1)H ()N (22=生成
消耗v v
2
1)NH ()N (32=消耗
消耗v v
④ 乘积
v(H 2)＝3v(N 2) （ ） 3v(H 2)正＝2v(NH 3)逆 （ ）
?.“定”（××不再变化，达到平衡）
① m 、n 、c 、α、φ（针对气体）、颜色等不再变化，或不吸热也不放热，一定平衡
② p 、V （看气体分子数，相等不对不等对）
N 2 + 3H 2
2NH 3
H 2(g)+ I 2(g)
2HI(g)
n(总)不变
恒T、V，p(总)不变
恒T、p，V不变
③恒V，ρ不变（找固体）
N2 + 3H2 2NH3H2(g)+ I2(g)2HI(g) FeO(s)+ CO(g)Fe(s)+ CO2(g) 恒V，ρ不变
④M（或平均相对分子质量：①m(g) ②气体n(总)）
N2 + 3H2 2NH3H2(g)+ I2(g)2HI(g) FeO(s)+ CO(g)Fe(s)+ CO2(g) M不变
2SO3(g)
⑤2SO2(g) + O2(g)催化剂
△
c(SO2):c(O2):c(SO3)=2:1:2时达平衡（）
【课堂练习】
1.在一定条件下，将0.3 mol CO和0.2 mol H2O(g)通入2 L密闭容器中，发生反应：
CO(g)＋H 2O(g)CO2(g)＋H2(g)。
(1).反应开始时，浓度最大，正反应速率最大；浓度为0，反应速率为0。
(2).随着反应的进行，反应物浓度逐渐，正反应速率逐渐；生成物浓度逐
渐，逆反应速率逐渐，最终正、逆反应速率，达到平衡状态，此时反应体系中各物质的浓度均。
(3).下面是该反应的v－t图像：
由v－t图像可以看出化学平衡是动态平衡，因为，即反应仍在进行着。
2.可逆反应：2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)在体积固定的密闭容器中进行，达到平衡状态的标志的是:
①单位时间内生成n mol O2的同时生成2n mol NO2②单位时间内生成n mol O2的同时生成2n mol NO③用
NO2、NO、O2表示的反应速率的比为2∶2∶1的状态④混合气体的颜色不再改变的状态⑤混合气体的密度不再改变的状态⑥混合气体的压强不再改变的状态⑦混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态A．①④⑥⑦B．②③⑤⑦C．①③④⑤D．全部
3．在一定温度下的某容积可变的密闭容器中，建立下列化学平衡：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。不能确定上述可逆反应在一定条件下已达到化学平衡状态的是()
A．体系的体积不再发生变化B．v正(CO)＝v逆(H2O)
C．生成n mol CO的同时生成n mol H2D．1 mol H—H键断裂的同时断裂2 mol H—O键
4.判断下列情况下反应是否平衡
判断依据是否平衡
定各物质的物质的量或物质的量浓度不再变化
各物质的质量或质量分数不再变化
各气体的体积或体积分数不再变化
反应物的转化率不再变化
对于反应N2(g)+ 3H2(g)2NH3(g)，总物质的量不变
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，总物质的量不变
对于反应N2(g)+ 3H2(g)2NH3(g)，恒温恒容时压强不变
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，恒温恒容时压强不变
对于反应N2(g)+ 3H2(g)2NH3(g)，恒温恒压时体积不变
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，恒温恒压时体积不变
对于反应N2(g)+ 3H2(g)2NH3(g)，恒温恒容时密度不变
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，恒温恒容时密度不变
对于反应FeO(s)+ CO(g)Fe(s)+ CO2(g)，恒温恒容时密度不变
对于反应N2(g)+ 3H2(g)2NH3(g)，平均摩尔质量不变
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，平均摩尔质量不再变化
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，颜色不再变化
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，在绝热体系中，反应体系温度不再变化
判断依据是否平衡
等对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，单位时间内，消耗1molH2的同时生成1mol的H2对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，单位时间内，消耗1molH2的同时生成1mol的I2对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，单位时间内，消耗1molH2的同时消耗2mol的HI 对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，v(H2)消耗=v(H2)生成
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，断开1molH—H，同时生成2molH—I
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，断开1molH—H，同时生成1molI—I
对于反应H2(g)+ I2(g)2HI(g)，v(H2)正=v(H2)逆
对于反应H 2(g)+ I 2(g)2HI(g)，v(HI)正=2v(H 2)逆 对于反应H 2(g)+ I 2(g)2HI(g)，v(H 2):v(I 2):v(HI)=1:1:2 对于反应H 2(g)+ I 2(g)
2HI(g)，c(H 2):c(I 2):c(HI)=1:1:2
【答案】：
1．(1)反应物 生成物 逆 (2)减小 减小 增大 增大 相等 保持不变 (3)v 正＝v 逆≠0 2．A 3.C 3.化学平衡的计算（三行式）
N 2(g) ＋ 3H 2(g)
2NH 3(g)
起始/mol·
L -1 x y 0 转化/mol·
L -1 a 3a 2a 平衡/mol·L -1 x －a y －3a 2a
①平衡时N 2的转化率α：x
a )N (2=α×
100﹪ ②平衡时N 2的体积分数φ：2a
y x a
x )N (2-+-=?×100﹪
③平衡时的压强与原压强之比：y
x p p +-+=
2a
y x 0 【练习】
1.X 、Y 、Z 三种气体，取X 和Y 按1︰1的物质的量之比混合，放入密闭容器中发生如下反应：X+2Y 2Z ，
达到平衡后，测得混合气体中反应物的总物质的量与生成物的总物质的量之比为3︰2，则Y 的转化率最接近于 A ．33%
B ．40%
C ．50%
D ．66%
2.在5L 密闭容器中充入2molA 气体和1molB 气体，在一定 条件下发生反应： 2 A(g)＋B(g)2C(g)，达平衡时，在相同温度下 测得容器内混合气体的压强是反应前的5/6 ，则A 的转化
率为( )
A ．67%
B ．50%
C ．25%
D ．5%
3．(11大纲)在容积可变的密闭容器中，2 mol N 2和8 mol H 2在一定条件下发生反应，达到平衡时，H 2的转化率为25%，则平衡时氮气的体积分数接近于 ( )
A ．5%
B ．10%
C ．15%
D ．20%
【答案】1．D 2．B 3．C
【知识过关】
1．在两个恒容的密闭容器中进行下列两个可逆反应
(甲)2NO 2(g)2NO(g)＋O2(g)
(乙)H 2(g)＋I2(g)2HI(g)
现有下列状态：
①反应物的消耗速率与生成物的生成速率之比等于系数之比
②反应物的消耗速率与生成物的消耗速率之比等于系数之比
③速率之比等于系数之比的状态④浓度之比等于系数之比的状态
⑤百分含量之比等于系数之比的状态⑥混合气体的颜色不再改变的状态
⑦混合气体的密度不再改变的状态⑧混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态
⑨体系温度不再改变的状态⑩压强不再改变的状态
?反应物的浓度不再改变的状态?反应物或生成物的百分含量不再改变的状态
其中能表明(甲)达到化学平衡状态的是__________；
能表明(乙)达到化学平衡状态的是__________；
能表明(甲)、(乙)都达到化学平衡状态的是__________。
2．在两个恒温、恒容的密闭容器中进行下列两个可逆反应：
(甲)2X(g)Y(g)＋Z(s)(乙)A(s)＋2B(g)C(g)＋D(g)，当下列物理量不再发生变化时
①混合气体的密度②反应容器中生成物的百分含量
③反应物的消耗速率与生成物的消耗速率之比等于系数之比④混合气体的压强
⑤混合气体的平均相对分子质量⑥混合气体的总物质的量
其中能表明(甲)达到化学平衡状态是________；
能表明(乙)达到化学平衡状态是________。
3.下列那种说法可以证明反应N 2+3H22NH3已达到平衡状态（双选）
A.1个N≡N键断裂的同时，有3个H－H键形成
B.1个N≡N键断裂的同时，有3个H－H键断裂
C.1个N≡N键断裂的同时，有6个N－H键形成
D.1个N≡N键断裂的同时，有6个N－H键断裂
4.能够说明N 2+3H22NH3反应已达到平衡状态的是
①NH3的生成速率与NH3的消耗速率相等
②消耗0.5molN2同时生成1molNH3
③生成1molN2同时消耗3molH2
④某时间内断裂3mol H－H 键的同时，断裂6molN－H
⑤容器内N2、H2、NH3的浓度之比为1:2:3
⑥v(N2)∶v(H2)∶v(NH3)=1∶3∶2
⑦H2浓度不再变化
⑧容器内N2、H2、NH3三者浓度相等
⑨容器内气体总质量不随时间变化而变化
⑩容器内气体的总物质的量不随时间改变而改变
?恒T恒V时容器内压强不随时间变化而变化
?恒T恒p时气体的体积不在发生变化
?恒T恒V时容器内气体的密度不再发生变化
?混合气体的平均摩尔质量不再发生变化
?反应即不向环境放热，也不吸热
A.①③④⑦
B.①③④⑦⑩????
C.①③④⑦?
D.①③④⑥⑦⑧⑩?????
5.能证明反应H 2(g)+I2(g)2HI(g)一定达到平衡状态是（）
①单位时间内消耗n mol H2的同时消耗n mol HI
②单位时间内每生成n mol H2，同时生成2n mol HI
③一个H—H键断裂的同时有两个H—I键断裂
④H2、I2、HI的分子数之比为1∶1∶2
⑤c(H2)∶c(I2)∶c(HI)=1∶1∶2
⑥v(H2)∶v(I2)∶v(HI)=1∶1∶2
⑦恒T恒V时一定时，H2浓度不再变化
⑧容器内气体的总物质的量不随时间改变而改变
⑨恒T恒V时一定时容器内压强不再变化
⑩恒T恒p时一定时体积不再发生变化
?混合气体的平均摩尔质量不再变化
?混合气体的密度不再随时间而变化
?恒T恒V时，混合气体的颜色不再变化
A.②③⑦?
B.②③⑥⑦??
C.②③⑦?
D.②③⑤⑥⑦??
6.恒温恒容条件下发生的反应Fe 2O3(s)＋3CO(g)2Fe(s)＋3CO2(g)，能反应出达到平衡状态的是()
A.反应容器中压强不随时间变化而变化
B.混合气体总的物质的量不再随时间的变化而变化
C.混合气体的平均摩尔质量不随时间变化而变化
D.反应混合气体的密度不随时间变化而变化
7.在一定温度下，容器内某一反应中M、N的物质的量随时间变化的曲线如图，下列叙述正确的是（）
A.反应的方程式为：N2M
B.t 2时，正逆反应速率相等
C.t2时，正反应速率大于逆反应速率
D.t1时，正反应速率是逆反应速率的2倍
8.在2L密闭容器内，800℃时反应：2NO(g)+O2(g)错误！未找到引用源。2NO2(g)体系中，n(NO)随时间的变化如
表：
时间(s) 0 1 2 3 4 5
n(NO)(mol) 0.020 0.01. 0.008 0.007 0.007 0.007
①在第5s时，NO的转化率为；
②用O2表示从0—2 s内该反应的平均速率v= ；
下图中表示NO2的变化的曲线是，NO的曲线是；
③能说明该反应已达到平衡状态的是。
a．v(NO2)=2v(O2) b．容器内压强保持不变
c．v错误！未指定书签。逆错误！未找到引用源。(NO)=2v正(O2) d．容器内密度保持不变
【答案】：1.②⑥⑧⑨⑩??②⑥⑨??②⑥⑨??
2.①②③④⑤⑥①②③⑤
3. AD
4.B
5. A
6.CD
7.C
8. ①65％②0.0015mol/(L·s) b c ③bc
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
高考化学二轮复习专题十九化学平衡及其计算（含解析） 1、一定温度下,在2L的密闭容器中,X、Y、Z三种气体的物质的量随时间变化的曲线如下图 所示:下列描述正确的是( ) A.反应的化学方程式为: X(g)+Y(g)Z(g) B.反应开始到10s,X的物质的量浓度减少了0.79mol/L C.反应开始到10s时,Y的转化率为79.0% D.反应开始到10s,用Z表示的反应速率为0.158mol/(L·s) 2、(NH4)2S03氧化是氨法脱硫的重要过程。某小组在其他条件不变时，分别研究了一段时间 内温度和(NH4)2S03，初始浓度对空气氧化(NH4)2S03速率的影响，结果如下图。 下列说法不正确的是( ) A. 60℃之前，氧化速率增大与温度升高化学反应速率加快有关 B. 60℃之后，氧化速率降低可能与02的溶解度下降及(NH4)2SO3受热易分解有关 SO 水解程度增大有关 C. (NH4)2SO3初始浓度增大到一定程度，氧化速率变化不大，与2 3 D. (NH4)2SO3初始浓度增大到一定程度，氧化速率变化不大，可能与02的溶解速率有关 3、将1mol M和2mol N置于体积为2L的恒容密闭容器中，发生反应：M(s)+2N(g)P(g)+Q(g) △H 。反应过程中测得P的体积分数在不同温度下随时间的变化如图所示。下列说法正确的 是( )
A．若X、Y两点的平衡常数分别为K1、K2，则K1>K2 B．温度为T1时，N的平衡转化率为80%，平衡常数K =40 C．无论温度为T1还是T2，当容器中气体密度和压强不变时，反应达平衡状态 D．降低温度、增大压强、及时分离出产物均有利于提高反应物的平衡转化率 4、温度为一定温度下，向2.0L恒容密闭容器中充入1.0mol PCl 5,反应PCl5(g)PCl3(g)+ Cl2(g)经过一段时间后达到平衡。反应过程中测定的部分数据见下表。下列说法正确的是( ) t/s 0 50 150 250 350 n(PCl3)/mol 0 0.16 0.19 0.20 0.20 A.反应在前50s的平均速率v(PCl3) = 0.0032mol·L-1·s-1 B.保持其他条件不变，升高温度,平衡时c(PCl3) = 0.11mol·L-1,则反应的ΔH<0 C.相同温度下,起始时向容器中充入1.0mol PCl5、0.20mol PCl3和0.20mol Cl2,反应达到平衡前v(正)> v(逆) D.相同温度下，起始时向容器中充入2.0mol PCl3和2.0mol Cl2,达到平衡时,PCl3的转化率小于80% 5、T℃时,发生可逆反应A(g)+2B(g)2C(g)+D(g) ΔH<0。现将1mol A和2mol B加入甲容器中,将4mol C和2mol D加入乙容器中。起始时,两容器中的压强相等,t1时两容器内均达到平衡状态(如图所示,隔板K固定不动)。下列说法正确的是( )
高考化学复习 化学平衡常数及其计算 1．随着汽车数量的逐年增多，汽车尾气污染已成为突出的环境问题之一。反应：2NO(g)＋2CO(g) 2CO 2(g)＋N 2(g)可用于净化汽车尾气，已知该反应速率极慢，570 K 时平 衡常数为1×1059 。下列说法正确的是( ) A ．提高尾气净化效率的最佳途径是研制高效催化剂 B ．提高尾气净化效率的常用方法是升高温度 C ．装有尾气净化装置的汽车排出的气体中不再含有NO 或CO D ．570 K 时，及时抽走CO 2、N 2，平衡常数将会增大，尾气净化效率更佳 解析：提高尾气净化效率的最佳途径是研制高效催化剂，加快反应速率，A 正确，B 错误；题中反应为可逆反应，装有尾气净化装置的汽车排出的气体中仍然含有NO 或CO ，C 错误；改变浓度对平衡常数无影响，平衡常数只与温度有关，D 错误。 答案：A 2．在淀粉-KI 溶液中存在下列平衡：I 2(aq)＋I － (aq)I － 3(aq)。测得不同温度下 该反应的平衡常数K 如表所示。下列说法正确的是( ) t /℃ 5 15 25 35 50 K 1 100 841 689 533 409 A.反应I 2(aq)＋I － (aq) I － 3(aq)的ΔH >0 B ．其他条件不变，升高温度，溶液中c (I － 3)减小 C ．该反应的平衡常数表达式为K ＝c （I 2）·c （I －）c （I －3） D ．25 ℃时，向溶液中加入少量KI 固体，平衡常数K 小于689 解析：A 项，温度升高，平衡常数减小，因此该反应是放热反应，ΔH <0，错误；B 项， 温度升高，平衡逆向移动，c (I －3 )减小，正确；C 项，K ＝c （I －3） c （I 2）· c （I －） ，错误；D 项， 平衡常数仅与温度有关，25 ℃时，向溶液中加入少量KI 固体，平衡正向移动，但平衡常数不变，仍然是689，错误。 答案：B 3．(2019·深圳质检)对反应：a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g) ΔH ，反应特点 与对应的图象的说法不正确的是( )
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。
考纲要求 1.了解化学反应的可逆性及化学平衡的建立。2.掌握化学平衡的特征。3.理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对化学平衡的影响，能用相关理论解释其一般规律。 考点一可逆反应与化学平衡建立 1．可逆反应 (1)定义 在同一条件下既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。 (2)特点 ①二同：a.相同条件下；b.正、逆反应同时进行。 ②一小：反应物与生成物同时存在；任一组分的转化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。 (3)表示 在方程式中用“”表示。 2．化学平衡状态 (1)概念 一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持不变的状态。 (2)化学平衡的建立
(3)平衡特点 深度思考 1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×” (1)2H2O电解 2H2↑＋O2↑为可逆反应( ) 点燃 (2)可逆反应不等同于可逆过程。可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化( ) (3)化学反应达到化学平衡状态时正、逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质表示时，反应速率不一定相等( ) (4)一个可逆反应达到的平衡状态就是这个反应在该条件下所能达到的限度( ) 2SO3(g) ΔH＝2．向含有2 mol的SO2的容器中通入过量氧气发生2SO2(g)＋O2(g)催化剂 加热 －Q kJ·mol－1(Q＞0)，充分反应后生成SO3的物质的量 2 mol(填“＜”、“>”或“＝”，下同)，SO2的物质的量 0 mol，转化率 100%，反应放出的热量Q kJ。 题组一极端假设，界定范围，突破判断 1．一定条件下，对于可逆反应X(g)＋3Y(g)2Z(g)，若X、Y、Z的起始浓度分别为c1、c2、c3(均不为零)，达到平衡时，X、Y、Z的浓度分别为mol·L－1、mol·L－1、mol·L－1，
化学平衡常数和化学平衡计算 1．在密闭容器中将CO和水蒸气的混合物加热到800℃时，有下列平衡：CO＋H22＋H2，且K＝1。若用2molCO和10mol H2O相互混合并加热到800℃，则CO的转化率为 ( ) A．16.7% B．50% C．66.7% D．83.3% 2．在容积为1L的密闭容器里，装有4molNO2，在一定温度时进行下面的反应： 2NO22O4(g)，该温度下反应的平衡常数K＝0.25，则平衡时该容器中NO2的物质的量为A．0mol B．1mol C．2mol D．3mol 3．某温度下H2(g)＋I2的平衡常数为50。开始时，c(H2)＝1mol·Ｌ－1，达平衡时，c(HI)＝1mol·Ｌ－1，则开始时I2(g)的物质的量浓度为 ( ) A．0.04mol·Ｌ－1 B．0.5mol·Ｌ－1 C．0.54mol·Ｌ－1D．1mol·Ｌ－1 4．在一个容积为 6 L的密闭容器中，放入 3 L X(g)和2 L Y(g)，在一定条件下发生反应： 4X(g)＋n＋6R(g)反应达到平衡后，容器内温度不变，混合气体的压强比原来增 加了5%，X的浓度减小1/3，则该反应中的n值为( ) A．3 B．4 C．5 D．6 5．在一定条件下，可逆反应X(g)十达到平衡时，X的转化率与Y的转化率之比为1∶2，则起始充入容器中的X与Y的物质的量之比为( ) A．1∶1 B．1∶３ C．2∶3 D．3∶２ 6．将等物质的量的CO和H2O(g)混合，在一定条件下发生反应：CO(g)＋H22(g)＋H2(g)，反应至4min时，得知CO的转化率为31.23%，则这时混合气体对氢气的相对密度为A．11.5 B．23 C．25 D．28 7．在一固定容积的密闭容器中，加入 4 L X(g)和6 L Y(g)，发生如下反应：X(g)＋n ＋W(g)，反应达到平衡时，测知X和Y的转化率分别为25%和50%，则化学方程式中的n值为A．4 B．3 C．2 D．1 8．将固体NH4I置于密闭容器中，在某温度下发生下列反应：NH43(g)＋HI(g)， 2(g)＋I2(g)。当反应达到平衡时，c(H2)＝0.5mol·Ｌ－1，c(HI)＝4mol·Ｌ－1，则 NH3的浓度为( ) A．3.5mol·Ｌ－1 B．4mol·Ｌ－1 C．4.5mol·Ｌ－1D．5mol·Ｌ－1 9．体积可变的密闭容器，盛有适量的A和B的混合气体，在一定条件下发生反应A(g)＋。若维持温度和压强不变，当达到平衡时，容器的体积为V L，其中C气体的体积占10%。下列判断中正确的是 ( ) A．原混合气体的体积为 1.2V L B．原混合气体的体积为 1.1V L C．反应达到平衡时气体A消耗掉0.05V L D．反应达到平衡时气体B消耗掉0.05V L 10．在n L密闭容器中，使1molX和2molY在一定条件下反应：a X(g)＋b c Z(g)。达到平衡时，Y的转化率为20%，混合气体压强比原来下降20%，Z的浓度为Y的浓度的0.25倍，则a，c的值依次为( ) A．1,2 B．3,2 C．2,1 D．2,3 11．在一定条件下，1mol N2和3mol H2混合后反应，达到平衡时测得混合气体的密度是 同温同压下氢气的5倍，则氮气的转化率为( ) A．20% B．30% C．40% D．50% 12．已知CO(g)＋H22(g)＋H2(g)的正反应为放热反应，850℃时K＝1。 (1)若温度升高到900°C，达平衡时K________1(填“大于”、“小于”或“等于”)。 (2)850℃时，固定容积的密闭容器中，放入混合物，起始浓度为c(CO)＝0.01mol·Ｌ－1，c(H2O)＝0.03mol·Ｌ－1，c(CO2)＝0.01mol·Ｌ－1，c(H2)＝0.05mol·Ｌ－1。则反应开始时，H2O消耗速率比生成速率________(填“大”、“小”或“不能确定”)。
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
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
考纲要求 1.了解化学平衡常数(K)的含义。 2.能利用化学平衡常数进行相关计算。 考点一化学平衡常数 1．概念 在一定温度下，当一个可逆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，用符号K表示。 2．表达式 对于反应m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)， K＝c p?C?·c q?D? c m?A?·c n?B? (固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。 3．意义及影响因素 (1)K值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。
(2)K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。 (3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。 4．应用 (1)判断可逆反应进行的程度。 (2)利用化学平衡常数，判断反应是否达到平衡或向何方向进行。 对于化学反应a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g)的任意状态，浓度商：Q c＝c c?C?·c d?D? c a?A?·c b?B? 。 Q＜K，反应向正反应方向进行； Q＝K，反应处于平衡状态； Q＞K，反应向逆反应方向进行。 (3)利用K可判断反应的热效应：若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。 深度思考
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×” (1)平衡常数表达式中，可以是物质的任一浓度() (2)催化剂能改变化学反应速率，也能改变平衡常数() (3)平衡常数发生变化，化学平衡不一定发生移动() (4)化学平衡发生移动，平衡常数不一定发生变化() (5)平衡常数和转化率都能体现可逆反应进行的程度() (6)化学平衡常数只受温度的影响，温度升高，化学平衡常数的变化取决于该反应的反应热() 2．书写下列化学平衡的平衡常数表达式。 (1)Cl2＋H2O HCl＋HClO (2)C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) (3)CH3COOH＋C2H5OH CH3COOC2H5＋H2O (4)CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－ (5)CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g) 3．一定温度下，分析下列三个反应的平衡常数的关系 ①N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)K1 ②1 2N2(g)＋ 3 2H2(g)NH3(g)K2 ③2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)K3 (1)K1和K2，K1＝K22。 (2)K1和K3，K1＝1 K3。 题组一平衡常数的含义 1．研究氮氧化物与悬浮在大气中海盐粒子的相互作用时，涉及如下反应： 2NO2(g)＋NaCl(s)NaNO3(s)＋ClNO(g)K1 2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g)K2 则4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)的平衡常数K＝(用K1、K2表示)。 2．在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，其化学平衡常数K和温度t的关系如表所示： t/℃700 800 830 1 000 1 200 K0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
化学平衡计算题 一、化学平衡常数（浓度平衡常数）及转化率的应用 1、化学平衡常数 （1）化学平衡常数的数学表达式 （2）化学平衡常数表示的意义 平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K 值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。 2、有关化学平衡的基本计算 (1)物质浓度的变化关系 反应物：平衡浓度＝起始浓度-转化浓度 生成物：平衡浓度＝起始浓度+转化浓度 其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。 (2)反应的转化率(α)：α＝（或质量、浓度） 反应物起始的物质的量（或质量、浓度）反应物转化的物质的量×100％ (3)在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论： 恒温、恒容时： ；恒温、恒压时：n 1/n 2=V 1/V 2 (4)计算模式（“三段式”） 浓度(或物质的量) aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g) 起始 m n O O 转化 ax bx cx dx 平衡 m-ax n-bx cx dx A 的转化率：α(A)=（ax/m ）×100％ C 的物质的量分数：ω(C)＝×100％ 技巧一：三步法 三步是化学平衡计算的一般格式，根据题意和恰当的假设列出起始量、转化量、平衡量。但要注意计算的单位必须保持统一，可用mol 、mol/L ，也可用L 。 例1、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 技巧二：差量法 差量法用于化学平衡计算时，可以是体积差量、压强差量、物质的量差量等等。 例2、某体积可变的密闭容器，盛有适量的A 和B 的混合气体，在一定条件下发生反应：A + 3B 2C ，若维持温度和压强不变，当达到平衡时，容器的体积为V L ，其中C 气体的体积占10%，下列推断正确的是（ ） ①原混合气体的体积为1.2VL ②原混合气体的体积为1.1VL ③反应达平衡时,气体A 消耗掉0.05VL ④反应达平衡时，气体B 消耗掉0.05V L
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。 ）
高中化学 2-3-3化学平衡常数和化学平衡计算45分钟作业 新人 教版选修4 一、选择题(每小题4分，每小题有1－2个正确选项) 1．在密闭容器中将CO 和水蒸气的混合物加热到800℃时，有下列平衡:CO ＋H 2O CO 2＋H 2，且K ＝1。若用2molCO 和10mol H 2O 相互混合并加热到800℃，则CO 的转化率为 ( ) A ．16.7% B ．50% C ．66.7% D ．83.3% 答案:D 2．在容积为1L 的密闭容器里，装有4molNO 2，在一定温度时进行下面的反应:2NO 2(g) N 2O 4(g)，该温度下反应的平衡常数K ＝0.25，则平衡时该容器中NO 2的物 质的量为 ( ) A ．0mol B ．1mol C ．2mol D ．3mol 答案:C 3．某温度下H 2(g)＋I 2(g) 2HI(g)的平衡常数为50。开始时，c (H 2)＝1mol·L － 1，达 平衡时，c (HI)＝1mol·L － 1，则开始时I 2(g)的物质的量浓度为 ( ) A ．0.04mol·L － 1 B ．0.5mol·L － 1 C ．0.54mol·L －1 D ．1mol·L － 1 答案:C 4．在一个容积为6 L 的密闭容器中，放入3 L X(g)和2 L Y(g)，在一定条件下发生反应:4X(g)＋n Y(g) 2Q(g)＋6R(g)反应达到平衡后，容器内温度不变，混合气体的压强比 原来增加了5%，X 的浓度减小1/3，则该反应中的n 值为( ) A ．3 B ．4 C ．5 D ．6 解析:因X 的浓度减小，说明反应向正反应方向进行，又因混合气体的压强比原来增加了5%，说明正反应为气体总体积扩大的反应，则有:4＋n <2＋6，所以n <4。 答案:A 5．在一定条件下，可逆反应X(g)十3Y(g) 2Z(g)达到平衡时，X 的转化率与Y 的转 化率之比为1∶2，则起始充入容器中的X 与Y 的物质的量之比为( ) A ．1∶1 B ．1∶3 C ．2∶3 D ．3∶2 解析:由题意可得:1n (X )∶3n (Y )＝1∶2，n (X )n (Y )＝23 。
溶液中离子浓度大小比较归类解析 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；例如NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系。 【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列电离平衡：NH3·H2O NH4++OH-，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 ⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如H2S溶液中微粒浓度大小关系。【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS-S2-+H+，H2O H++OH-，所以溶液中微粒浓度关系为：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。 2.水解理论： 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；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系： c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。 (3)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。 例如: Na2CO3溶液中水解平衡为：CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH-，所以溶液中部分微粒浓度的关系为：c(CO32-)＞c(HCO3-)。 二、电荷守恒和物料守恒 1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-) 2．物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)
化学平衡状态的判断标准 1、本质： V正 = V逆 2、现象：浓度保持不变 mA(g) + nB(g) = pC(g) + qD(g) 本质：v A耗 = v A生 v B耗 = v B生 v C耗 = v C生 v D耗 = v D生 v A耗﹕ v B生 = m﹕n …… 现象：1、A、B、C、D的浓度不再改变 2、A、B、C、D的分子数不再改变。 3、A、B、C、D的百分含量不再改变。 4、A、B、C、D的转化率或生成率不再改变 5、体系温度不再改变 6、若某物质有色，体系的颜色不再改变。 引申：mA(g) + nB(g) = pC(g) + qD(g) + Q 对 m+n ≠ p+q 的反应（即反应前后气体分子数改变），还可从以下几个方面判断： 1、体系的分子总数不再改变 2、体系的平均分子量不再改变 3、若为恒容体系，体系的压强不再改变 4、若为恒压体系，体系的体积、密度不再改变 注意：以上几条对m+n = p+q的反应不成立。 以反应mA(g)+nB (g) pC(g)为例，达到平衡的标志为： A的消耗速率与A的生成速率
A的消耗速率与C的速率之比等于 B的生成速率与C的速率之比等于 A的生成速率与B的速率之比等于 例题：1、在一定温度下的恒容容器中,当下列物理量不再发生变化时,表明A(s)+3B(g) 2C(g)+D(g)已达平衡状态的是 ( ) A.混合气体的压强 B.混合气体的密度 的物质的量浓度 D.气体的总物质的量 2、在一定温度下,下列叙述不是可逆反应 A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(s)达到平衡的标志的是:( ) ①C的生成速率与C的分解速率相等 ②单位时间内生成a molA,同时生成3a molB ③A、B、C的浓度不再变化 ④A、B、C的分压强不再变化 ⑤混合气体的总压强不再变化 ⑥混合气体的物质的量不再变化 ⑦ A、B、C、D的分子数之比为1:3:2:2 A.②⑦ B.②⑤⑦ C.①③④⑦ D.②⑤⑥⑦ 元素推断：已知A、B、C、D、E、F都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数A＜ B＜C＜D＜E＜F。其中A、B、C是同一周期的非金属元素。化合物DC的晶体为离子晶体，D 的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。AC2为非极性分子。B、C的氢化物的沸
化学平衡计算 一、有关概念 1、物质浓度的变化关系 反应物：平衡浓度＝起始浓度-转化浓度 生成物：平衡浓度＝起始浓度+转化浓度 其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。 2、反应的转化率(α)：α＝()() 反应物转化的物质的量或质量反应物起始的物质的量或质量、浓度、浓度×100％ 3、在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论： 恒温、恒容时：12n n ＝12P P ；恒温、恒压时：12n n ＝12 V V 4、混合气体平均分子量的数学表达式 ＝Ｍ１×Ｖ１％＋Ｍ２×Ｖ２％＋Ｍ３×Ｖ３％＋…式中表示混合气体的平均分子量。 Ｍ１，Ｍ２，Ｍ３分别表示混合气体中各组分的相对分子质量。Ｖ１％，Ｖ２％，Ｖ３％分别表示混合气体中各组分的体积分数。 在相同条件下，气体的体积分数等于气体的物质的量分数（组分气体的物质的量与混合气体总物质的量之比） 5、标三量法化学平衡计算的一般格式，根据题意和恰当的假设列出初始量、变化量、平衡量。这里的量可以是物质的量、物质的量的浓度、体积等。 计算模板： 浓度(或物质的量) a A(g)＋b B(g)c C(g) ＋d D(g) 初始 m n 0 0 变化 ax bx cx dx 平衡 m-ax n-bx cx dx A 的转化率：α(A)＝(ax /m )×100％ C 的物质的量(或体积)分数：ω(C)＝ cx m ax n bx cx dx -+-++×100％ 二、强化练习 1．在一密闭容器中，用等物质的量的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% 【答案】A 【解析】设A 、B 起始物质的量都为1mol ，A 的转化率为x A(g)+2B(g)2C(g) 起始(mol)：1 1 0 转化(mol)：1×x 2(1×x) 2(1×x) 平衡(mol)：1-x 1-2x 2x 平衡时A 和B 的物质的量之和与C 的物质的量相等：(1-x)＋(1-2x)＝2x ，解得x=0.4。 2.X 、Y 、Z 为三种气体，把a molX 和b molY 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( )
如何判断一个化学反应是否已达平衡，方法很多，本文总结如下，供大家参考。 一、根据化学平衡的概念： 一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。 即：化学平衡的根本标志是V(正)=V(逆)：一定条件下的可逆反应：某物质的消耗速率等于该物质的生成速率;说明该反应达平衡。 因为反应速率之比等于方程式的系数比。所以要描述一个可逆反应达平衡，必须一个描述正反应，一个描述逆反应，且描述的量之比等于方程式的系数比。 例1：对反应N 2+3H 2 2NH 3 而言，以下不能说明反应达平衡的是( )。 A.同一时间内消耗1 mol N 2的同时生成3 mol H 2 B.同一时间内消耗1 mol N 2的同时消耗2 mol NH 3 C.1 mol氮氮三键断裂的同时，6 mol氮氢键断裂 D.某时刻各物质的物质的量浓度相等
解：A中消耗1 mol N 2描述的是正反应，生成3 mol H 2 描述的是逆反应。(根 据方程式生成3 mol H 2的同时一定生成1 mol N 2 )，所以A可以说明该反应达平 衡。 B中消耗1 mol N 2描述的是正反应，消耗2 mol NH 3 描述的是逆反应; (根据方程式消耗2 mol NH 3的同时一定生成1 mol N 2 )，所以B可以说明该 反应达平衡 C中1 mol氮氮三键断裂描述的是正反应，6 mol氮氢键断裂描述的是逆反应; (根据方程式6 mol氮氢键断裂的同时一定生成1 mol氮氮三键)，所以C可以说明该反应达平衡。 答案选D 二、根据其他条件判断 (一)有气体参加或生成的反应 (1)平均摩尔质量M=m(总)/n(总) ①如果全为气体：
化学平衡计算专题突破 可逆反应进行程度的描述方法：转化率、产率 (1)反应物的转化率＝反应物的转化量/该反应物起始量×100% (2)产物的产率＝产物的实际量/该产物的理论量×100% 一、有关化学平衡的计算 １.化学平衡计算的基本模式—平衡“三步曲”（三段式） 三步是化学平衡计算的一般格式，根据题意和恰当的假设列出起始量、转化量、平衡量。但要注意计算的单位必须保持统一，可用mol 、mol/L ，也可用L 。 例1：反应CO+H 2O 2+CO 2在773K 时平衡常数K =9，如反应开始时C(H 2O)=C(CO)=0.020mol ·L-1求CO 的转化率。 2、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 计算技巧 [差量法] 差量法用于化学平衡计算时，可以是体积差量、压强差量、物质的量差量等等。 3、某体积可变的密闭容器，盛有适量的A 和B 的混合气体，在一定条件下发生反应：A + 3B 2C ，若维持温度和压强不变，当达到平衡时，容器的体积为 V L ，其中C 气体的体积占10%，下列推断正确的是（ ） ①原混合气体的体积为1.2VL ②原混合气体的体积为1.1VL ③反应达平衡时,气体A 消耗掉0.05VL ④反应达平衡时，气体B 消耗掉0.05V L A 、②③ B 、②④ C 、①③ D 、①④ 4.在一个固定体积的密闭容器中，放入2molX 和3molY ，在一定条件下反应：
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-