化学平衡知识点第1篇平衡常数的单位比较复杂，有标准平衡常数和非标准平衡常数之分，前者的量纲为一，意思是根据热力学数据△G计算的，所以就是统一的一个数据，一个间接体现反应的程度的数据，统一的单位意思。后下面是小编为大家整理的化学平衡知识点汇编14篇,供大家参考。
化学平衡知识点 第1篇
平衡常数的单位比较复杂，有标准平衡常数和非标准平衡常数之分，前者的量纲为一，意思是根据热力学数据△G计算的，所以就是统一的一个数据，一个间接体现反应的程度的数据，统一的单位意思。后者的量纲取决于平衡常数的表达式所用的物质的物理量。
根据标准热力学函数算得的平衡常数是标准平衡常数，记作K,又称之为热力学平衡常数;用平衡时生成物对反应物的压力商或浓度商表示的平衡常数是经验平衡常数(Kp或Kc),或称作非标准平衡常数。中学教材中涉及的平衡常数是经验平衡常数。
大家知道，一些重要的热力学函数，如U、H、F、G等的绝对值是无法确定的。为了计算它们的相对大小，需要统一规定一个状态作为比较的标准，这样才不致引起混乱。所谓标准状态是指在温度T和标准压力 (100kPa)下物质的特定状态，简称标准态。热力学数据表中的标准态，国际上都已有明确规定。
对于反应物计量系数之和等于生成物计量系数之和的反应，其经验平衡常数是无量纲的纯数，与压力、浓度所用的单位无关，而且也等于标准平衡常数之值。
对于反应物计量系数之和不等于生成物计量系数之和的反应，则其经验平衡常数是有量纲的量，其数值就与压力、浓度所用的单位有关。也只有当压力、浓度的单位与热力学数据表中对应标准态的单位相同时，所计算的经验平衡常数数值才能与标准平衡常数数值相同。
化学平衡知识点 第2篇
等效平衡
含义
(1)化学平衡状态与建立平衡的条件有关，与建立平衡的途径无关。
(2)对于同一可逆反应，在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，无论是从正反应(反应物)、逆反应(生成物)或从中间状态(既有反应物、也有生成物)开始，只要建立平衡后，平衡混合物中各组分的比例相同，或各组分在混合物中的百分含量相等，这样的化学平衡互称为等效平衡。
(3)注意只是组分的百分含量相同，包括体积百分含量、物质的量百分含量或质量百分含量，而各组分的浓度不一定相等。
审题方法
(1)注意反应特点：反应前后气体的物质的量是否发生变化。
(2)分清平衡建立的条件：是恒温恒压还是恒温恒容。
理解等效平衡的意义
(1)对于反应前后气体物质的量有变化的反应
容易得出A与C等效，A与D不等效。因为C→D是对反应前后气体体积有变化的反应加压，平衡发生了移动。
结论：对于反应前后气体物质的量有变化的反应，恒温恒压时只要起始加入的物质按方程式化学计量数转化到方程式一侧，比例相同就可建立等效平衡;而恒温恒容时，则需起始加入的物质按方程式化学计量数转化到方程式一侧，完全相同才能建立等效平衡，因为反应物物质的量的变化会引起平衡的移动。
容易得出A与C等效，A与D等效。因为C→D平衡不发生移动。对反应前后气体体积不变的反应加压，平衡不移动。
结论：对于反应前后气体物质的量不变的反应，无论是恒温恒压还是恒温恒容，只要加入的物质按方程式化学计量数转化到方程式一侧，比例相同就可建立等效平衡。
化学平衡知识点 第3篇
对于一个确定的可逆反应来说，由于反应前后催化剂的化学组成、质量不变，因此，无论是否使用催化剂，反应的始、终态都是一样的，则反应的标准吉布斯函数变化是相等的，催化剂对化学平衡无影响。也就是说，催化剂只是改变了化学反应的动力学途径，而热力学却仅仅关注变化的始、终两态。
一个化学反应采用同一种催化剂，可以同等程度改变正、逆反应速率(使正、逆反应速率等倍增加，但比例不变)，从而使化学平衡保持原有的状态。因此，催化剂对化学平衡常数亦无影响。
化学平衡知识点 第4篇
混和物 强电解质：。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：。如H2O、HClO、NH3· H2O、Cu(OH)2、、H、HO…… 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。
强电解质与弱电解质：在水溶液中能否完全电离的电解质;与溶解度和导电能力无关。
强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否(或是否存在电离平衡)
注意：①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4
为强电解质)---电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
电离平衡——在一定条件(如温度、浓度)下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结
合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
强弱电解质可通过实验证明进行判定的方法有(以CH3COOH简写为HAc为例)：
(1)溶液导电性对比实验;
(2)测溶液的pH2;
(3)测NaAc溶液的pH值;pH7，则说明HAc为弱电解质
(4)测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH a +2
(5)将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈 性
(6)中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积 10mL;
(7)将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈性
(8)比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，此法中的
锌粒的表面积不好确定一模一样。
强酸(HA)与弱酸(HB)的区别：
(1) 溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB)
(2) pH值相同时，溶液的浓度CHACHB
(3) pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA pHHB
影响因素：
温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。
浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。
同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向
逆方向移动。
化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以
使电离平衡向电离方向移动。
电离方程式的书写---多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱碱则一步完成电离方程式。
水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。
+—水的离子积常数——Kw= C(H)×C(OH)
-14Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时，Kw =1×10
--+在水溶液中,Kw中的C(OH)、C(H)指溶液中总的离子浓度.
-14常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw =1×10 。
+-不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H)=C(OH)
+-+-根据Kw=C(H)×C(OH) 在特定温度下为定值，C(H) 和C(OH) 可以互求。
影响水的电离平衡移动的因素：
①升温：促进水的电离;
②酸或碱抑制水的电离;
③盐类的水解促进水的电离;
+ -12例如：pH=2的硫酸溶液中，由水电离的C(H)=10mol/L
+ -2pH=2的硫酸铵溶液中，由水电离的C(H)=10mol/L，
+ -2 -12所以pH=2的溶液中，由水电离的C(H)可能为10mol/L也可能为10mol/L。反过来，由水电
+ -12离的C(H)=10mol/L的溶液，pH可能为2也可能为
电离常数：
K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。
电离度：,弱电解质浓度越大，电离程度越小。
化学平衡知识点 第5篇
能源问题
石油：烷烃、环烷烃、芳香烃的混合物
石油的分馏是物理变化，石油的裂化、裂解都是化学变化
煤：主要成分是碳
煤的干馏、气化、液化都是化学变化;
生物质能：通过光合作用，太阳能以化学能的形式贮藏在生物质中的能量形式;
木材、森林废弃物、农业废弃物、植物、动物粪便、沼气等;
新能源：太阳能、风能、潮汐能、氢能、核能;
环境问题与食品安全
臭氧层空洞：氟利昂进入平流层导致臭氧减少;
温室效应：大气中CO2、CH4增多，造成全球平均气温上升;
光化学烟雾：NxOy在紫外线作用下发生一系列的光化学反应而生成的有毒气体;
赤潮：海水富营养化;
水华：淡水富营养化;
酸雨：pH<;
室内污染：HCHO、苯、放射性氡、电磁辐射;
：直径≤μm(×10-6m)能在空中长时间悬浮，颗粒小，表面积大，能吸附大量有害有毒物质(如金属、微生物);
雾霾天气的形成于部分颗粒在空气中形成气溶胶有关
非法食品添加剂：吊白块、苏丹红、三聚氰胺、硼酸、荧光增白剂、瘦肉精、工业明胶;
腌制食品：腌制过程中会产生亚硝酸盐，具有致癌性;
地沟油：地沟油中有黄曲霉素，具有致癌性;可以制肥皂盒生物柴油;
绿色化学：绿色化学是指化学反应及其过程以“原子经济性”为基本原则，即在获取新物质的化学反应中充分利用参与反应的每个原料原子，实现“零排放”。绿色化学的目标是研究和寻找能充分利用的无毒害原料，最大限度地节约能源，在化工生产的各环节都实现净化和无污染的反应途径;
化学平衡知识点 第6篇
在中学阶段，通常认为化学平衡常数只与温度有关，吸热反应平衡常数随温度升高而增大，放热反应则相反。但是严格说来，化学反应平衡常数是温度与压力的函数，对于不同的化学平衡常数，其情况也有所不同。
在气相反应中，所有的标准平衡常数都只是温度的函数。如果气体是理想气体，那么此时其经验平衡常数也只是温度的函数。但对于非理想气体，平衡常数受温度和压力的共同影响。
理论上，只要有凝聚相(固体或者液体)参与的反应，都是温度和压力的函数。但是，在压力变化范围不大的情况下，可以忽略压力对凝聚相体积变化的影响，即可以忽略压力对平衡常数的影响。
化学平衡知识点 第7篇
第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写(第一步为主)
6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，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。叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。)
表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]
7、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：
水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]
25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)
2、水电离特点：(1)可逆(2)吸热(3)极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1_10-14
②温度：促进水的电离(水的电离是 吸 热的)
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1_10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。
变色范围：甲基橙~(橙色) 石蕊~(紫色) 酚酞~(浅红色)
pH试纸—操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH?离子物质的量相加除以总体积，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意:不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：(先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n (但始终不能大于或等于7)
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n (但始终不能大于或等于7)
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原-n (但始终不能小于或等于7)
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n (但始终不能小于或等于7)
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律w
1、若等体积混合
pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-(pH1+pH2)〕
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
(1)仪②滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。
(2)药品：标准液;待测液;指示剂。
(3)准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
(4)试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度;
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：
水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：
①有弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:Na2CO3>NaHCO3)
4、盐类水解的特点：(1)可逆(与中和反应互逆)(2)程度小(3)吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越 高 水解程度越大(水解吸热，越热越水解)
②浓度：浓度越小，水解程度越 大 (越稀越水解)
③酸碱：促进或抑制盐的水解(H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性
②电离程度>水解程度，显 酸 性 (如: HSO3-、H2PO4-)
③水解程度>电离程度，显 碱 性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)
7、双水解反应：
(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
(2)常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑
8、盐类水解的应用：
9、水解平衡常数(Kh)
对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数)
电离、水解方程式的书写原则
1)、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2)、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒:(即原子个数守恒或质量守恒)
某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
(1)溶解度 小于 的电解质称难溶电解质。
(2)反应后离子浓度降至1_10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
(3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(5)溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
(6)溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
意在沉淀后用(s)标明状态，并用“?”。如：Ag2S(s)? 2Ag+(aq)+S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
(1)加沉淀剂法：Ksp越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。
(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
(3)氧化还原沉淀法：
(4)同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱;②氧化还原;③沉淀转化。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr(淡黄色)→AgI (黄色)→ Ag2S(黑色)
6、溶度积(Ksp)
1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
2)、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
Ksp= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n
3)、影响因素：
外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
4)、溶度积规则
QC(离子积)>KSP 有沉淀析出
QC=KSP 平衡状态
QC 化学难在哪儿?面对三大突出特点，考试主要面临三大思维障碍。 一是复杂，产生畏难心理，出现思维瓶颈。复杂问题快速简单化尽在课程中。 二是无序，所学知识无序储存在大脑中，分析起来检索不到相关信息，考后马上明白过来。思维导图短短几周优化知识结构和思维过程，从此无序成为有序，做题快速有得满分。 三是陌生，从化学视角看化学有几个非常好用的规律，一种物质代表一类，一个反应代表一类，一道试题代表一类，体验到了这些规律，所有陌生的试题，你都能很快从中找到熟悉。 平衡常数可以用实验方法测定，也可以利用热力学数据计算而得。 实验方法通常有化学方法和物理方法。 化学方法 化学方法是通过化学分析法测定反应达到平衡时各物质的浓度。但必须防止因测定过程中加入化学试剂而干扰了化学平衡。因此，在进行化学分析之前必须使化学平衡“冻结”在原来平衡的状态。通常采用的方法是采取骤冷、稀释或加入阻化剂使反应停止，然后进行分析。例如，要测定反应2H2+O2?2H2O在2 000 ℃达到平衡时的平衡常数，可以将一定量的水置于耐高温的合金管中加热，在2 000 ℃时保持一段时间，使之达到化学平衡。然后，将管子骤然冷却，再分析其中H2O、H2、O2的含量，便可计算出在2 000 ℃时这个反应的平衡常数。 物理方法 物理方法就是利用物质的物理性质的变化测定达到平衡时各物质浓度的变化，如通过测定体系的折光率、电导、颜色、压强或容积的改变来测定物质的浓度。物理方法的优点是在测定时不会干扰或破坏体系的平衡状态。 外界条件对化学平衡移动的影响 外界条件的变化对速率的影响和平衡移动方向的判断 在一定条件下，浓度、压强、温度、催化剂等外界因素会影响可逆反应的速率，但平衡不一定发生移动，只有当v正≠v逆时，平衡才会发生移动。 浓度、压强和温度对平衡移动影响的几种特殊情况 (1)改变固体或纯液体的量，对平衡无影响。 (2)当反应混合物中不存在气态物质时，压强的改变对平衡无影响。 (3)对于反应前后气体体积无变化的反应，压强的改变对平衡无影响。但增大(或减小)压强会使各物质的浓度增大(或减小)，混合气体的颜色变深(或浅)。 (4)恒容时，同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响，增大(减小)浓度相当于增大(减小)压强。 (5)在恒容容器中，当改变其中一种气态物质的浓度时，必然会引起压强的改变，在判断平衡移动的方向和物质的转化率、体积分数变化时，应灵活分析浓度和压强对化学平衡的影响。若用α表示物质的转化率，φ表示气体的体积分数，则： 对于任一可逆的化学反应，在一定条件下达到化学平衡状态 (equilibrium) 时，体系中各反应物和生成物的物质的量不再发生变化，其活度熵为一定值。 化学反应平衡的标志是化学反应体系内的各物质的浓度不再随时间的变化而变化。因此建立平衡后，各物质的浓度就不发生改变了。反过来说，如果化学反应达到平衡后，各物质的浓度不再发生改变，则平衡就没有发生移动。例如在一个装满水的杯子中，加入多少水就会有多少水流出，加入的水和流出的水始终相等， 化学反应平衡也是这样，就是生成的物质等于被消耗的物质，所以物质的质量始终不变化。其平衡遵循化学平衡常数。 平衡状态的特征：(针对同一种物质) 逆：化学平衡状态只是讨论可逆反应形成的一种状态 等：正反应逆反应速率相等，正逆反应中物质的速率之比等于化学计量数之比 动：化学平衡是一种动态平衡 定：在平衡混合物中，各组成成分的含量保持一定 变：化学平衡是在一定条件下的平衡状态和平衡体系，任一条件改变，都可能引起平衡移动 同：对于一个可逆反应来说，如果外界条件不变时，无论采取任何途径，最后平衡状态相同 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。 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： A：在密闭容器中，如果不是等体积反应： 例：如N2(g)+3H2(g)2NH3(g)其平均摩尔质量M一定，可以说明该反应达平衡。(因为全是气体，所以气体的总质量m不变;假设平衡左移，气体总物质的量增大，假设平衡右移，气体总物质的量减小，即平衡移动，M一定改变) B：在密闭容器中，如果是等体积反应： 例如I2(g)+H2(g)2HI(g)其平均摩尔质量M一定，不能说明该反应达平衡。(因为全是气体，所以气体的总质量m不变;假设平衡左移，气体总物质的量不变，假设平衡右移，气体总物质的量也不变，即平衡移动，M不变) ② 若有固体或液体参加反应或生成： 无论是否是等体积反应，其气体的平均摩尔质量M一定，一般可以说明该反应达平衡。 特殊情况如反应CO(g)+H2(g==)C(S)+H2O(g) 如果气体的平均摩尔质量M等于12 g/mol，其平均摩尔质量M一定，不能说明该反应达平衡。(因 为假设平衡左移，气体总质量每增加12 g，其气体的物质的量增加1 mol，气体的平均摩尔质量M不变，假设 平衡右移，气体总质量每减少12 g，其气体的物质的量减少1 mol，气体的平均摩尔质量M也不变) 如果气体的平均摩尔质量M不等于12 g/mol，其平均摩尔质量M一定，能说明该反应达平衡。(因为假设平衡左移，气体 总质量每增加12 g，其气体的物质的量增加1 mol，气体的平均摩尔质量M一定改变，假设平衡右移，气体总质量每减少12 g，其气体的物 质的量减少1 mol，气体的平均摩尔质量M也一定改变) (2)混合气体的平均密度=m(总)/v(总) ①如果全为气体： A：在恒容的密闭容器中， 例：如N2 (g)+3H2(g)2NH3(g)其混合气体的 平均密度一定，不能说明该反应达平衡。 B：在恒压的密闭容器中： 如果不是等体积反应： 例：如N 2(g)+3H2(g)2NH3(g)其混合气体的平均 密度一定，能说明该反应达平衡。 如果是等体积反应： 例如I2(g)+H2(g)2HI(g)混合气体的平均密度一定，不能说明该反应达平衡。 (3)从混合气体的总压强考虑(恒温恒容) 如果不是等体积反应： 例：如N2(g)+3H2(g)2NH3(g)其混合气体的总压强p一定，能说明该反应达平衡。 如果是等体积反应： 例如I2(g)+H2(g)2HI(g)混合气体的总压强p一定，不能说明该反应达平衡。 (4)若为绝热体系，温度一定，可以说明反应达平衡。 (5)合气体的颜色一定(某气体有色)，可以说明反应达平衡。 在书写平衡常数表达式时，要注意以下问题： ① 在应用平衡常数表达式时，稀溶液中的水分子浓度可不写。因为稀溶液的密度接近于1 g/mL。水的物质的量浓度为 mol/L。在化学变化过程中，水量的改变对水的浓度变化影响极小，所以水的浓度是一个常数，此常数可归并到平衡常数中去。 对于不以水为溶剂的溶液中的反应，溶剂的浓度同样是常数。 ② 当反应中有固体物质参加时，分子间的碰撞只能在固体表面进行，固体的物质的量浓度对反应速率和平衡没有影响，因此，固体的“浓度”作为常数，在平衡常数表达式中，就不写固体的浓度。 ③ 化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。同一个化学反应，由于书写的方式不同，各反应物、生成物的化学计量数不同，平衡常数就不同。但是这些平衡常数可以相互换算。 ④ 不同的化学平衡体系，其平衡常数不一样。平衡常数大，说明生成物的平衡浓度较大，反应物的平衡浓度相对较小，即表明反应进行得较完全。因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度。 ⑤一般认为K>10^5反应较完全(即不可逆反应)，K<10^(-5)反应很难进行(即不反应)。 平衡常数的数值大小可以判断反应进行的程度 化学平衡的移动 化学平衡的移动 (1)定义 达到平衡状态的反应体系，条件改变，引起平衡状态被破坏的过程。 (2)化学平衡移动的过程 影响化学平衡移动的因素 (1)温度：在其他条件不变的情况下，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动;降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。 (2)浓度：在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动;减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。 (3)压强：对于反应前后总体积发生变化的化学反应，在其他条件不变的情况下，增大压强，化学平衡向气体体积减小的方向移动;减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动。 (4)催化剂：由于催化剂能同时同等程度地增大或减小正反应速率和逆反应速率，故其对化学平衡的移动无影响。 勒夏特列原理 在密闭体系中，如果改变影响化学平衡的一个条件(如温度、压强或浓度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 1、宏观层面 不同知识模块间的相互关系及表现(学科内综合) (2)同一知识模块内各知识点的相互关系 如各物理量之间的相互转换，有机化学“醇醛酸酯一条线，有机辐射一大片”等。 建议：首先，阅读课本各章小结，了解本章及相关章节知识点间联系。其次，在白纸上自行回忆及书写知识脉络图，尤其是各无机元素化合物间、重要有机物间转化关系必须熟练书写。 2、微观层面 (1)落实基础知识，收获新的一年 ①基本概念 物质的组成、分类： (混合物、纯净物、化合物、单质、酸、碱、盐、氧化物、同素异形体)应用概念辨析和判断、应用类比的方法和观察法完成概念的应用如：分散系：悬浊液、乳浊液、胶体(性质、鉴别、分离、应用、制备) 离子反应： (离子方程式的书写、判断、离子共存、离子浓度)应用---利用信息书写未知离子反应方程式 氧化还原反应： (氧化还原反应的判断、电子转移数目、氧化剂、还原剂、能力的判断)应用---利用信息书写未知氧化还原反应化学方程式 物质的量： (NA、n、C、v、P、N、M、m、VB、D)概念应用、单位、计算或换算、判断。应用：灵活应用公式和方法计算推断 化学能与热能： (燃烧热、反应热、焓、焓变、热化学方程式书写、盖斯定律、焓变的判断和计算、放热、吸热与能量的关系、化学键与热量的关系)实际应用 ②基础理论 平衡 化学平衡： (化学平衡的定义、平衡的标志、影响化学平衡移动的因素、化学平衡常数的计算和书写、化学反应速率与化学平衡移动的关系、反应速率的计算与推断、速率与方程式之间的关系、速率平衡图像、速率快慢的影响因素T、P、C、催化剂、接触面积等因素的影响)实际问题的解决和判断 电离平衡： (强弱电解质判断、电离式书写、实验证明强弱的方法、导电性与溶液浓度的关系、促进和抑制电离的方法和措施、以水、醋酸、氨水为例、平衡移动的因素、溶液的酸碱性判断、PH的测定、水的离子积与影响因素、强弱电解质与浓稀溶液导电性的关系)实际判断和应用 水解平衡： (盐水解的规律、水解平衡移动的影响因素、水解化学方程式的书写和判断、三个守恒的关系推断和应用、溶液酸碱性、溶液浓度、溶液中离子浓度的判断、水解的应用)实际应用 难溶物的沉淀溶解平衡： (溶度积大小的影响因素、溶解平衡移动的影响因素、沉淀转化的方法、沉淀溶解的方法、KSP与溶解度的关系) 元素周期表和周期律 (族、周期的书写、判断、结构性质递变规律(半径、化合价、单质、化合物、反应激烈程度、熔沸点、颜色、得失电子)、代表物质通式、特殊性质)实际判断、应用确定元素或位置，应用规律解决实际的问题。 原子结构 (元素、核素、同位素、原子序数、核电荷数、质子、中子、核外电子、原子、分子、离子、电子、质量数、以上书写方式、原子结构图、相对原子质量、相对分子质量) 化学键 (化学键概念的应用、共价键、离子键、极性键、非极性键的判断、电子式的书写键的断裂与生成和能量的变化关系) 化学能与电能 (学会区分判断两极;电解池和原电池的工作原理;原电池、电解池、电镀池的电极名称判断和电极反应式;根据电极的变化判断金属的活泼性;根据电解时电极的变化判断电极材料或电解质种类;新型电池的电极反应及应用;电解产物的判断和计算)应用、判断、书写 ③化学用语 原子结构图、元素符号、结构式、电子式、分子式、结构简式。 化学方程式、热化学方程式、水解方程式、电解方程式、离子方程式。 电离式(强、弱电解质电离方程式，尤其多元弱酸分步电离和氢氧化铝两式电离) 电池(两极反应式、燃料电池式) 有机化学反应方程式 PS：必须做到正确书写(客观事实、符号正确、微粒守恒、条件完整等) ④元素化合物(金属、非金属) 碱金属 (物理、化学性质;从原子结构分析相似和递变;氢氧化钠、碳酸钠、碳酸氢钠的性质、转化、关系，从氧化还原角度了解过氧化钠) 几种重要的金属 (铁、铜、铝、镁;活泼性;冶炼方法、合金应用、合金的应用和性质与原来金属的比较) 金属化合物的性质、检验 (铝、氧化铝、氢氧化铝的特殊性质;铁、二价铁、三价铁的相互转化、氧化性和还原性)应用、制备、检验 非金属 (无机非金属材料碳、硅的性质。它们的化合物的性质、碳族在周期表的位置;一氧化碳的污染;硅酸盐工业和无机非金属材料的特殊性;一般反应需要高温的条件) 海水—氯、溴、碘卤族元素 (氯及其化合物的性质和应用、对环境的污染;卤族的相似和递变性、工业提取溴、碘的方法;海水淡化的方法、海水综合利用---氯碱工业、制金属镁) 硫的氧化物、硫酸及其氧族元素 (单质及其化合物的性质及应用、过氧化氢的性质催化剂对它的反应速率的影响;二氧化硫的污染、三氧化硫的状态;它们之间的转化、硫酸的性质应用、硫酸盐的性质) 氮、氮的氧化物、硝酸、铵盐、氮族 (氮的稳定性和性质、氨气、铵盐的性质实验室制备氨气的原理和方法、检验;硝酸的性质和应用;氮的氧化物和含磷洗涤剂对环境的污染;氮族在周期表中的位置) ⑤有机化学(烃、烃的衍生物等) 有机化合物的碳成键的特征 典型有机物(甲烷、乙烯、乙炔、苯)主要的化学性质 乙烯、氯乙烯、苯的衍生物在化工生产的作用 同系物、同分异构体、官能团等基本概念辨别 重要有机物(乙醇、乙酸、乙醛、乙酸乙酯、卤代烃、酚)的组成、性质和应用 羟基、羧基、醛基、酯基的性质检验 研究有机化合物的方法 红外光谱、质谱图法、核磁共振氢谱、根据结构特点推断有机化合物、根据性质确定有机物、根据官能团决定有机物性质 有机化合物的共平面、共线问题 有机化合物的命名 基本营养物 生活中的有机化合物(糖类--淀粉、油脂;蛋白质---氨基酸)以及其它：纤维素、酶、酸性与碱性食物 高分子合成 有机反应： 取代、缩聚、加成、加聚、消去 氧化、还原(裂解、裂化) PS：主要结构简式的书写形式(体现结构、易于识别)，缩聚产物的书写形式(以现行教材为主，写出链端。部分参考书给的范例及答案沿用老课改写法，没有写出链端!) 确定有机化合物的分子式 计算(根据相对密度或者标下密度、根据水、二氧化碳、根据商余法) 根据仪器的测定(红外光谱、质谱法、核磁共振氢谱) 根据性质确定、根据框图信息确定 ⑥实验基础(常见的仪器使用、物质的制备) 乙酸乙酯、甲烷的取代、乙醇与金属钠的反应、乙醇的检验、乙醛的检验、乙酸的检验、淀粉的性质、淀粉溶液与食盐的分离、肥皂的制取----- 建议：无机实验根据教材必修1相关的元素化合物知识进行梳理，兼顾必修2海水资源的开发利用等相关实验。 (2)深入思考问题，积聚综合实力 能深刻理解基本概念及原理的定义，能有条理地复述重点知识的形成过程，能结合所学准确阐述其本质，能清楚地分辨和比较相似或相关知识点，能发散联想类比相似甚至不同模块的知识点，等等。 如：离子方程式书写步骤的“拆”与“不拆”的含义及本质是什么? 如：由金属活动性顺序推知简单金属阳离子氧化性顺序，即得失电子为对立统一的过程，而物质得失质子(H+)也是对立统一的过程，这又对应于我们学过的什么知识? 如：工业流程生产中所谓的“调pH”，用NaOH(aq)和用CH3COONa(aq)效果是否相同?其原理是否相同?用CH3COONa(aq)调pH是利用了溶液中CH3COO-的水解作用，还是因为CH3COO-与H+结合成了弱电解质CH3COOH?两方面都要考虑还是一者占主导地位?(25℃，，CH3COOH溶液中，α≈1%) 如：我们可以用哪些方法使氯水褪色?原理分别是什么?(可以结合无机化学、有机化学、反应原理思考) 如：参考书中所云“Fe3+与S2-”或“Fe3+与SO_3^(2-)”优先考虑发生氧化还原反应，不考虑水解或沉淀反应，其依据是什么?是否可靠?如何设计实验验证?(须控制变量了，但变量是什么?) 建议：充分利用好复习的笔记和测试题，对记不清、不会、不理解的地方再次思考和询问，筛查出知识遗漏点及盲点的同时，更要深入地认识概念原理的本质。理解不透彻、认识有偏差，不但一轮复习的效果达不到，而且还将影响到二轮综合问题的解决，以及考前心理。 3、学科思想方法层面 连续两年的《高考说明》中对化学学科思想方法的要求： “物质变化是有条件的;物质结构决定性质化学与社会和谐发展;分类与比较;假说、模型与实验;以及定性与定量、宏观和微观、量变与质变、一般与特殊、分与合等相结合”的哲学方法始终贯穿与中学化学知识建立和应用的过程中，因此对对化学思想方法的考查必须与化学知识的考查结合进行。” 如：中学化学所介绍的浓盐酸、浓硝酸“易挥发”，而浓硫酸是“高沸点酸”——“难挥发”——即难成为气态分子逸出液面。试问：物质变化是相对的还是绝对的?浓硫酸常温下难挥发，是否说明其永远不可能产生酸雾?“发烟硫酸”又是怎么回事?20XX年北京高考化学实验题中的白色酸雾可能是什么?(浓硫酸沸点约330℃，挥发一般指液体成分在没有达到沸点的情况下成为气体分子逸出液面。) 如：原电池工作原理中“两个活泼性不同的电极”，是否必须“活泼性不同”?电解质的作用是什么，是否必须为“电解质溶液”?高中化学学过的原电池模型有哪些，其原理与装置如何结合以实现能量转化? 如：复习物质性质时，以SO2为例，先从物质分类入手，分析酸性氧化物的性质，其次是氧化还原的角度，S处于中间价态，SO2既有氧化性又有还原性。最后，其个性为漂白性。 如：有机化学的核心问题是结构问题，结构决定性质，我们在分析物质性质时，着手点为碳骨架(链状、环状)—官能团(种类、数量、位置)—基团间影响，而在处理有机推断或有机合成问题时，也同样关注的是碳骨架与官能团相关的知识，如骨架的构建、官能团的形成、转化、消除等。 如：学习及复习难溶物的溶解平衡时，我们可以“习惯性”甚至“本能”地接受沉淀的生成(包括易溶—微溶—难溶—更难溶)和沉淀的溶解过程，但我们依然无法从逻辑上接受BaSO4用饱和Na2CO3溶液浸泡可转化为BaCO3的事实，即使用Qc与Ksp比较以“半定性”地解释，我们心里“依然很别扭”。量变引起质变的问题，看得见、易感知的，我们用心去接受;而更多看不见、较抽象甚至与“常识”相悖的结论，我们更要用脑、用逻辑思维去对待，这也是人越往高端发展时，产生个体差异的重要方面。(已知：同温度下，Ksp(BaSO4)BaCO3的溶解度)化学平衡知识点 第8篇
化学平衡知识点 第9篇
化学平衡知识点 第10篇
化学平衡知识点 第11篇
化学平衡知识点 第12篇
化学平衡知识点 第13篇
化学平衡知识点 第14篇