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：
+NaCl
O
O
Fe
O HCO
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FeCl 3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Al 2(SO 4)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NaHCO 3溶液与Al 2(SO 4)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：CO 2
(g)
CO 2(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
[练习] 写出下列反应的平衡常数表达式： 1）Mg(OH)2(s) Mg 2+(aq)+2OH -(aq) 2)HAc(aq) H +(aq)+Ac -(aq)
3)21CO+2
1
Cu 2O Cu+
2
1
CO 2 4)CH 3COOH+CH 3CH 2OH CH 3COOCH 2CH 3+H 2O
5)C(s)+H 2O(g) CO(g)+H 2(g) 6)HCO 3-(aq)
H +(aq)+CO 32-(aq)
Fe
还原
反应室
燃烧室
催化
反应室
合成其
他产品
CH4
高温尾气
(CO2+H2O)
铁矿(Fe
2
O3)
合成气(CO+H
2
)
混合气(CH
4
+O2 ,其体积比为1:2)
2、常见四大平衡研究对象及举例
A. 化学平衡
：可逆反应。如：；加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。
例1.竖炉冶铁工艺流程如图，使天然气产生部分
氧化，并在特殊的燃烧器中使氧气和天然气燃烧
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)，催化反应室发生
的反应为：CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)
?H1=+216kJ/mol；CH4(g)+ CO2(g)2CO(g) +
2H2(g) ?H2=+260kJ/mol（不考虑其他平衡的存在），
下列说法正确的是AD
A．增大催化反应室的压强，甲烷的转化率减小
B．催化室需维持在550～750℃，目的仅是提高CH4转化的速率
C．设置燃烧室的主要目的是产生CO2和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,则通入催化反应室的CH4的物质的量为a+(b+c)/4
例2：一定条件下，向密闭容器中投入3mol H2和1mol N2，发生如下反应：N2+3H22NH 3
1）完成v-t图
①1min 时达到平衡；②第2分钟时加入N2，3分钟时重新达到平衡；
③第4分钟时升温，第5分钟时重新达到平衡；
④第6分钟时扩大容器体积，第7分钟时达到新的平衡
⑤第8分钟时加入催化剂；⑥第9分钟时降温，第10分钟时重新达到平衡；
⑦第11分钟时移走NH3，第12分钟时重新达到平衡
2）反应正方向移动的时间段：_____________________________________；
3）反应逆方向移动的时间段_____________________________________；
4）达到平衡的时间段_____________________________________；
5）平衡时保持不变的物理量：_____________________________________；
A．c(N2) B．n(NH3) C．H2的转化率D．压强
E．气体的平均摩尔质量F．气体的密度G．V正H．V逆
【练习】1．（6分）将4 mol SO3气体和4 mol NO置于2L容器中，一定条件下发生如下可逆反应(不
考虑NO2和N2O4之间的相互转化)：2SO3(g) 2SO2+O2、2NO+O22NO2
⑴当上述系统达到平衡时，O2和NO2的物质的量分别为n(O2)=0.1 mol、n(NO2)=3.6 mol，则此时SO3气体的物质的量为。
⑵当上述系统达到平衡时，欲求其混合气体的平衡组成，则至少还需要知道两种气体的平衡浓度，但这两种气体不能同时是SO3和，或NO和(填它们的分子式)。
⑶在其它条件不变的情况下，若改为起始时在1 L容器中充入2 molNO2和2 molSO2，则上述两反应达到平衡时，c (SO2)平= mol/L。
1．（6分，每空2分）⑴0.2 mol ⑵SO2、NO2⑶1.9
2．在一个固定体积的密闭容器中，保持一定温度，进行以下反应：
H2（g）＋Br2（g）＝2HBr（g）已知加入1molH2和2molBr2时，达到平衡后生成 a mol HBr（见下表“已知”项）。在相同条件下，且保持平衡时各组分的质量分数不变，对下列编号（1）～（3）的状态，请填写表中空白：
2.（1）2a （2）0 0.5 （3）2(n-2m) (n-m)a
B. 电离平衡：弱电解质。如：；加热促进电离，稀释电离度增大。
例．试用简单的实验证明，在醋酸溶液中存在着CH3COOH的电离平衡。
1、验证HAc是弱电解质
2、水的电离
1. 液氨与水性质相似，也存在微弱的电离:2NH3NH4++NH2-，其离子积常数
K=c(NH4+)·c(NH2-)=2×l0-30，维持温度不变，向液氨中加入少量NH4Cl固体或NaNH2固体，不发生改变的是( )
A．液氨的电离度B．液氨的离子积常数
C．c(NH4+)D．c(NH2-)
2. （4分）中学化学实验中，淡黄色的pH试纸常用于测定溶液的酸碱性。在25℃时，若溶液的pH=7，试纸不变色；若pH〉7, 试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH，需要用pH计。pH计主要通过测定溶液的c(H+),来测定溶液的pH。
（1）已知水中存在如下平衡：H2O+ H2O H3O++OH－；△H>0kJ·mol－1
现要使平衡向右移动，且所得的溶液呈酸性，选择的方法是___________（填编号）
A.向水中加入NaHSO4
B. 向水中加入Cu(NO3)2
C. 加热水至100℃[其中c(H+)=1×10－6mol·L－1]
D. 向水中加入(NH4)2SO4
（2）现要测定100℃沸水的pH及酸碱性，若用pH试纸测定，则试纸显_______色，溶液呈_____性(填酸、碱或中)；若用pH计测定，则pH________7(填“大于”、“等于”或“小于”)
2. （各1分）(1)BD (2) 红，中；小于
3、（8分）重水（D2O）的离子积K w=1.6×10 -15 mo12·L-2.，可以用pH一样的定义来规定pD=-lg[D+]，试求该温度下：
①重水的pD＝？
②含0.01molNaOD的D2O溶液1L，其pD=？
③溶解0.01molDCl的D2O溶液1L，其pD=？
④在100mL0.25mol.L-1的DCl重水溶液中，加入50mL0.2 mo1·L-1的NaOD的重水溶液，其pD=？
3.①[D+]=[OD-]=4×10-8mol.L-1pD=-lg[D+]=-lg4×10-8=8-2lg2≈7.4;
②pD=-lg[D+]=-lg16×10-14≈12.8;③pD=-lg[D+]=-lg0.01=2; ④[D+]=0.1(mol.L-1);pD=-lg[D+]=-lg0.1=1.
C. 水解平衡：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。如：；△H>0配制
溶液应加入少量酸防止水解。不断加热溶液，蒸干灼烧可得到固体。
【强化练习】1、在相同温度下，等体积等物质的量的浓度的4种稀溶液：①Na2SO4、②H2SO4、
③NaHSO4、④Na2S中所含带电微粒数由多到少的顺序是（PH？）
A ①=④>③=②
B ④=①>③>②
C ①>④>③>②
D ④>①>③>②
2．常温下，pH=5的H2SO4和Al2（SO4）3溶液中，水的电离度分别为α1和α2，则α1和α2的关系为，由水电离出的[H＋]之比为。
3. BiCl3水解生成BiOCl沉淀.
(1)写出水解反应的离子方程式_______________________
(2)医药上把BiOCl叫作次氯酸铋,该名称________(填“合理”或“不合理”),其理由是
_________________ .
(3)配制BiCl3溶液时,其方法是__________________________.
(4)把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液可得到澄清溶液,其原因是__________________
4．（3分）某温度下0.1mol/LNa2CO3溶液中c(Na+)/c(CO32-)=20/9，其原因是_________________________。现往Na2CO3溶液中通入一定量的CO2后，c(Na+)/c(CO32-)=5/2，其原因是________________________，此时c(HCO3-)的物质的量浓度为_________________________(体积变化忽略)。
1.D
2.α2=10000α11：104一定物质的量的醋酸溶液冲稀100倍，测其PH（其它方法合理亦可）3 .(1)BiCl3＋H2O＝BiOCl↓＋2HCl (2)不合理因BiOCl中Cl呈－1价而非＋1
(3)将BiCl3溶于含适量HCl的蒸馏水中
(4)BiOCl＋H 2O BiOCl＋2H+＋2Cl-,[Cl－]增大时,抑制了BiCl3水解
4．（各1分）CO32-水解，c(CO32-)减小；CO2与Na2CO3发生反应生成NaHCO30.12mol/L
D. 溶解平衡：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系，通常为固体的溶解平衡
（1）气体的溶解平衡如：当加入NaCl、CaCO3等时平衡会发生移动。当收集、、、等气体时往往分别通过饱和的NaCl、NaHSO3、NaHCO3、NaHS等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。
（2）固体的溶解平衡如：NaNO3(s) ；加热促进溶解；
Ca(OH)2(s) ；加热溶解度降低；反应的
进行是由于MgCO3存在溶解平衡：MgCO3(s) Mg2+(aq) + CO32-(aq)，由于CO32-能水解，加热时CO32-的水解程度增大，促进了MgCO3的溶解，最终MgCO3转化成Mg(OH)2。
例. 磷酸镁铵（）是一种重要的盐，难溶于水。化学上制备磷酸镁铵从反应原理看，是用氯化镁溶液、磷酸氢二钠和氨水混合反应的方法。
（1）写出制备磷酸镁铵反应的离子方程式：__________________________________。
（2）在实际制备的反应中，要向混合液中加入适量的铵盐（），请分析说明加入铵盐的目的是______________________________________________。
分析：第（2）题应从得到的沉淀是否纯净来考虑，因为氨水电离出的能与反应生成
沉淀致使得到的磷酸镁铵不纯，加入铵盐可抑制的电离，防止产生
沉淀。答案：（1）
（2）抑制的电离，防止生成沉淀
【强化练习】
1．沉淀溶解平衡的研究对象是__________，特点是_______________________。
一定温度下，难溶电解质在水中达到平衡时，也存在着一个平衡常数，叫做____________或
____________，用符号_________表示，溶度积只与____________和_____________有关，与________无关，反映了物质在水中的__________。对于难溶物电解质A m B n在水溶液中的沉淀溶解平衡，可以表示为：AmBn(s) mA n+(aq)+nB m-(aq) K sp=_______________________ 影响沉淀平衡的因素有______________________________________。
2．由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为________________，若难溶解电解质类型相同，则K sp___________的沉淀易于转化为K sp_________的沉淀；根据溶度积常数K sp与浓度商Q C的关系可以判断沉淀溶解平衡移动的规律，对于难溶电解质AmBn，浓度商Q C表示为：Q C= [A n+] m[B m-]n 若Q C 若Q C=K sp_______________________________________________________, 若Q C>K sp_______________________________________________________。 32+- 4.下列说法正确的是（） A.在一定温度下AgCl的水溶液中，Ag+和Cl-浓度的乘积是一个常数； B.AgCl的K sp=1.8×10-10mol2·L-2，在任何含AgCl固体的溶液中，c(Ag+)=c(Cl-)且Ag+与Cl-浓度的乘 积等于1.8×10-10 mol2·L-2； C.温度一定时，当溶液中Ag+和Cl-浓度的乘积等于K sp值时，此溶液为AgCl的饱和溶液； D．向饱和AgCl水溶液中加入盐酸，K sp值变大。 5.下列说法正确的是（） A.两难溶电解质作比较时，K sp小的，溶解度一定小； B.欲使溶液中某离子沉淀完全，加入的沉淀剂应该是越多越好； C.所谓沉淀完全就是用沉淀剂将溶液中某一离子完全除净； D.欲使Ca2+离子沉淀最完全，选择Na2C2O4作沉淀剂效果比Na2CO3好。 6. 纯净的NaCl并不潮解，但家庭所用的食盐因含有杂质而易于潮解。为得到纯净的氯化钠，有人设计这样一个实验：把买来的食盐放入纯NaCl的饱和溶液中一段时间，过滤即得纯净的NaCl 固体。对此有下列说法，其中正确的是（） A. 食盐颗粒大一些有利于提纯 B. 设计实验的根据是易溶于水 C. 设计实验的根据是NaCl的溶解平衡 D. 在整个过程中，NaCl的物质的量浓度会变大 7. 试利用平衡移动原理解释下列事实： （1）FeS不溶于水，但能溶于稀盐酸中；（2）难溶于稀硫酸，却能溶于醋酸中； （3）分别用等体积的蒸馏水和0.010mol/L硫酸洗涤沉淀，用水洗涤造成的损失量大于用稀硫酸洗涤的损失量。 8. FeS饱和溶液中存在溶解平衡：，常温下 =。 （1）理论上FeS的溶解度为______________。 （2）又知FeS饱和溶液中之间存在以下关系：×，为 了使溶液里达到，现将适量FeS投入其饱和溶液中，应调节溶液中的为___________________。 7. （1），加入稀盐酸后，，破坏了FeS的溶解平衡， 使上述平衡向正方向移动，故FeS溶解。 （2），在稀硫酸中生成的微溶，附着在的表面， 很难破坏的溶解平衡，故难溶于稀。而在醋酸中， =，破坏了的溶解平衡，故能溶于醋酸。 （3），用水洗涤使的溶解平衡向正方向移动，造成的 损失；而用洗涤，的存在抑制了的溶解，故损失量少。 8.分析：（1）由溶度积可知： 即1L水中可溶解的硫化亚铁，可求出溶解度为 （2）由于一定温度下，溶度积常数不随离子浓度改变而改变。故已知某离子浓度时，可利用溶度积常数求其他离子的浓度。 ，则，又因氢离子与硫离子之间的平衡关系，可 求出。 答案：（1）（2） 补充 1. 已知反应()BeCl Na BeO H O NaCl Be OH 22222222++→+↓能完全进行，则下列推断中，正确的是（ ） A . BeCl 2溶液的pH ＜7，将其蒸干并灼烧后，得到的残留物可能为BeO B. Na BeO 22溶液的pH ＞7，将其蒸干并灼烧后，得到的残留物可能为BeO C . ()Be OH 2 既能溶于盐酸又能溶于烧碱溶液 D. BeCl 2水溶液的导电性强，因此BeCl 2一定是离子化合物 2．常温下已知两种一元弱酸HX 和HY ，已知向NaX 溶液中通入CO 2气体只能生成HX 和NaHCO 3，往NaY 溶液中通入CO 2可以生成HY 和Na 2CO 3。有关叙述正确的是 A ．结合质子的能力：---- >>>323HCO X CO Y B ．酸性由强至弱：H 2CO 3＞HX ＞HY C ．溶液碱性：NaX ＞Na 2CO 3＞NaY ＞NaHCO 3 D ．NaX 溶液中通入足量CO 2后的离子浓度：)()()()()(3-+--+>>>>OH c H c HCO c X c Na c 3. 已知pH=2的高碘酸（H 5IO 6）溶液与pH=12的NaOH 溶液等体积混合，所得 混合液显酸性；0.01mol ·L — 1的碘酸（HIO 3）或高锰酸（HMnO 4）溶 液与pH =12的NaOH 溶液等体积混合，所得混合液显中性。请回答下列问题： （1）高碘酸是 （填“强酸”或“弱酸”），理由是 。 （2）已知高碘酸和硫酸锰（MnSO 4）在溶液中反应生成高锰酸、碘酸和硫酸，此反应的氧化剂 是 ，反应的离子方程式可表示为： 。 3答案：弱酸 理由略 高碘酸 5H 5IO 6+2Mn 2+= 11H ++2MnO 4-+5IO 3-+7H 2O 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 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 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 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。 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。 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 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 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 溶液中的四大平衡一、弱电解质的电离平衡 1．HClO是比H 2C0 3 更弱的酸，反应：Cl 2 +H 2 0 HCl+HCl0达到平衡后，要使HClO浓度增加，可以加入 ( ) A．NaOH B．HCl C．CaCO 3(固) D．H 2 O 2．体积相同，c(H+)相同的盐酸和醋酸跟足量的Na 2C0 3 反应后，产生CO 2 气体的量( ) A．盐酸的比醋酸的多B．盐酸的比醋酸的少 C．二者相等 D．无法比较 3．现有H+离子浓度相同的醋酸和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的H+离子浓度仍旧相等，则m和n的关系是( )A．m>n B．m = n C．m 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。 ） 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) 四大化学平衡练习题 一．是非题 1.0.20 mol·L-1HOAc 溶液中C H+是0.10 mol·L-1HOAc溶液中C H+的2 倍。 ( ×) 2.H2S 溶液中C H+是C S2-的2 倍。 ( ×) 3. 同离子效应可以使溶液的pH 值增大，也可以使pH 值减小，但一定会使电解质的电离度降低。 ( √) 4. pH = 7 的盐的水溶液，表明该盐不发生水解。 (×) 5. 浓度很大的酸或浓度很大的碱溶液也有缓冲作用。 (√) 6.H2PO4-和HS-既是酸又是碱。 (√) 7.一定温度下，Ag Cl的饱和水溶液中，c ( Ag+ ) / c 和c ( Cl- ) / c 的乘积是一个常数。(√) 8.任何Ag C l 溶液中，c ( Ag+ ) / c 和c ( Cl- ) / c 的乘积都等于K sp (Ag Cl )。( ×) 9.FeCl3 ，KMnO4 和H2O2 是常见的氧化剂，当溶液中C H+增大时，它们的氧化能力都增加。 ( ×) 10.已知K sp (CuS)< K sp (PbCl2)，则CuS的溶解度一定小于PbCl2的溶解度。( ×) 11.电极电势大的电对，其氧化态和还原态是强的氧化剂和还原剂。( ×) 12.在一定温度下A2B型和AB2型难溶电解质，溶度积大则溶解度也一定大。(√) 13.弱电解质的解离度随电解质浓度的降低而增大。(√) 14.AgCl水溶液导电性很弱，所以AgCl是弱电解质。( ×) 15. 用水稀释含BaSO4固体的水溶液时，BaSO4的溶度积不变，浓度也不变。(√) 16. 在S2O82-和SO42- 中S的的氧化数相等。( ×) 17.反应Cu2++2e=Cu和Fe3++e=Fe2+,有关离子浓度均减半时，E （Cu2+/Cu）和E （Fe3+/Fe2+）的值不变。(√) 18.电对H2O2/H2O, O2/OH-, MnO2/Mn2+, MnO4-/MnO42-的电极电势均与pH值无关。( ×) 19.电极电位的数值与电极半反应的写法无关，而平衡常数的数值随反应式的写法（即化学计量数）而变。(√) 20.配位化合物的中心原子的氧化态不可能等于零，更不可能为负值。 ( ×) 21.配体的配位原子数等于配位数。(√) 22.所有的配合物都包含内界和外界。( ×) 23.中心离子都带正电荷，而配离子都带有负电荷。(×) 二.选择题 1. 将浓度相同的NaCl，NH4Ac, NaAc 和 NaCN 溶液，按它们的C H+从大到小排列的顺序为： (c) a NaCl > NaAc > NH4Ac > NaCN b NaAc> NaCl ≈ NH4A c > NaCN c NaCl ≈ NH4Ac > NaAc> NaCN d NaCN > NaAc > NaCl≈NH4Ac 2. 已知K HF = 6.7×10-4，K HCN = 7.2×10-10，K HAc = 1.8×10-5。可配成pH = 9 的缓冲溶液的为 (b ) a HF 和 NaF b HCN 和 NaCN c HAc 和 NaAc d 都可以 3.在Hac — NaAc 组成的缓冲溶液中，若c(Hac) > c(Ac-)，则缓冲溶液抵抗酸或碱的能力为 (b ) a 抗酸能力 >抗碱能力 b 抗酸能力﹤抗碱能力 c 抗酸碱能力相同 d 无法判断 4.不是共轭酸碱对的一组物质是 (b ) a NH3, NH2- b NaOH , Na+ c HS- , S2- d H2O , OH- 5. 已知相同浓度的盐NaA, NaB, NaC, NaD 的水溶液pH 依次增大，则相同浓度的下列 稀酸中离解度最大的是 (d ) P84 a HD b HC c HB d HA 6.过量AgCl溶解在下列各物质中，问哪种溶液中Ag+浓度最小(c) a 100 cm3水b．1000 cm3水 c 100cm3 0.2mol·L-1KCl溶液d．1000 cm3 0.5mol·L-1KNO3溶液 7.Ag2CrO4的K sp = 9.0 ? 10-12，其饱和溶液中Ag+ 浓度为(c) a 1.3 ? 10-4mol·L-1b． 2.1 ? 10-4 mol·L-1c 2.6 ? 10-4mol·L-1d．4.2 ? 10-4mol·L-1 8.BaF2在0.40 mol·L-1NaF溶液中的溶解度为（a） 高中化学四大平衡常数的相互关系及判定 杨小过 电解质溶液中的电离常数、水的离子积常数、水解常数及溶度积常数是在化学平衡常数基础上的延深和拓展，它是定量研究平衡移动的重要手段。在复习时就要以化学平衡原理为指导，以判断平衡移动的方向为线索，以勒夏特列原理和相关守恒定律为计算依据，以各平衡常数之间的联系为突破口，联系元素及化合物知识，串点成线，结线成网，形成完整的认识结构体系. 1.四大平衡常数的比较 HA H＋＋A－，电离 常数K a＝c(H＋)·c(A－) c(HA) BOH B＋＋OH－， 电离常数K b＝ c(B＋)·c(OH－) c(BOH) A－＋H2O OH－ ＋HA，水解常数K h＝ c(OH－)·c(HA) c(A－) M A的饱和溶液：K 2．四大平衡常数间的关系 (1)CH3COONa、CH3COOH溶液中，K a、K h、K W的关系是K W＝K a·K h。 (2)NH4Cl、NH3·H2O溶液中，K b、K h、K W的关系是K W＝K b·K h。 (3)M(OH)n悬浊液中K sp、K W、pH间的关系是 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。 3．四大平衡常数的应用 (1)判断平衡移动方向 (2)如将NH 3·H 2O 溶液加水稀释，c (OH － )减小，由于电离常数为c (NH ＋ 4)·c (OH － ) c (NH 3·H 2O ) ，此值不 变，故c (NH ＋ 4) c (NH 3·H 2O ) 的值增大。 (3)利用K sp 计算沉淀转化时的平衡常数 如：AgCl ＋I － AgI ＋Cl － [已知：K sp (AgCl)＝1.8×10 －10 、K sp (AgI)＝8.5×10 －17 ]反应的平 衡常数K ＝c (Cl － )c (I －)＝c (Ag ＋ )·c (Cl － )c (Ag ＋)·c (I －)＝K sp (AgCl )K sp (AgI )＝1.8×10－ 10 8.5×10－17≈2.12×106 。 专题讲座 四大平衡常数的重要应用 四大平衡常数是指化学平衡常数、弱电解质的电离平衡常数、水的离子积常数及难溶电解质的溶度积常数,这部分知识为新课标的热考内容,在高考题中出现频繁.该类试题常与生产、生活、环境及新技术的应用相联系,信息量大,思维容量高.侧重考查考生阅读相关材料,把握和提炼关键信息或数形结合等综合分析能力,数据处理及计算能力、知识的迁移应用能力. 项目化学平衡常数(K) 电离平衡常数(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) 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,这个常数就是 该反应的化学平衡常 数. 在一定条件下弱电解 质达到电离平衡时,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 子的浓度的乘积之比 是一个常数,这个常数 称为电离平衡常数. 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 常数. 表达对于一般的可逆反 应：m A(g)＋n B(g) (1)对于一元弱酸HA： HA H＋＋A－,电 K W＝ c(OH M m A n的 饱和溶 式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）. 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） . －)·c(H ＋) 液：K sp ＝c m(M n ＋)·c n(A m －) 影 响因素只与温度有关 只与温度有关,升温,K 值增大 只与温 度有 关,温 度升 高,K W 增大 只与难 溶电解 质的性 质和温 度有关高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒
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