化学平衡及其他知识总结化学平衡（化学反应进行的程度）——化学平衡研究的对象是可逆反应，不可逆反应不存在程度问题 ——化学平衡主要是研究可逆反应的规律，如反应进行的程度以及各种条件对反应进行情况的影响等 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，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态——当一个可逆反应在一定条件下处于化学平衡状态时，我们就说这个反应达到了化学平衡 ——化学平衡状态的建立与反应途径无关，从正反应或逆反应开始都可以建立（等效平衡） 化学平衡的特征：（三大特征）亦可称为化学平衡状态的标志 “动”：V 正＝V 逆≠0，动态平衡（简称“等”） “定”：外界条件一定，各组分百分含量一定（浓度不再改变）（简称“定”） “变”：外界条件改变，平衡被破坏，发生移动而建立新平衡（化学平衡移动） 化学平衡移动：原因——反应条件改变引起V 正≠V 逆结果——速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化 方向：V 正＞V 逆 向右移动；V 正＜V 逆，向左；V 正＝V 逆，原平衡不移动 影响化学平衡移动的条件浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，化学平衡正向移动。

反之亦然。

压强：增大（或减小）压强，平衡向气体体积缩小（或扩大）的方向移动 温度：升高（或降低）温度，平衡向吸热（或放热）反应方向移动。

——催化剂对化学平衡状态无影响分析化学平衡移动的一般思路（所有的平衡问题都是由速率问题解释的）勒沙特列原理（平衡移动原理）如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度），化学平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动。

（不能改变这种改变）——勒沙特列原理（亦称平衡移动原理）适合于一切平衡体系。

化学平衡：2NO 2N 2O 4电离平衡：NH 3·H 2O NH 4+ ＋OH —水解平衡：AlO 2- ＋2H 2 Al(OH)3＋OH —溶解平衡：NaCl Na ++Cl —其 它：平衡理论知识网络图改变条件）（ ）（：固定值因固体和纯液体浓度为改变固全或纯液体的量因浓度不变气体如容积不变时充入惰性速率不变速率改变逆正程度相同＝V V 浓度改变压强应对气体体积无变化的反使用催化剂逆正程度不同V V 温度压强浓度平衡不移动平衡移动——所有平衡问题都是速率问题来解释的。

（分析讨论条件改变对正逆反应速率的影响，确定平衡是否移动）——若为速率问题，讨论的问题主要有四项（浓度、压强、温度、催化剂） ——若为平衡问题，讨论的问题只有浓度、压强、温度三项。

等效平衡举例：等温等容 2SO2SO 2＋O 2a 、0.2 1.8 0.9b 、1.0 1.0 0.5c 、2 0 0d 、0 2 1 等温等压 N 2＋3H 2 2NH 3 a 、1 3 2 b 、2 6 0 c 、0 0 4 c 、n 3n 0 d 、0 0 m 等温、等压或等容2HI H 2＋I 2 a 、2 0 0 b 、0 1 1 c 、m 0 0 d 、0 n n电解质溶液 胶体电解质：凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。

非电解质：凡是在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物。

——电解质和非电解质都是在化合物的范筹里讨论的。

混合物（包括溶液和单质）既不是电解质，也不是非电解质。

——酸、碱、盐都是电解质（离子化合物必为电解质）——CO 2、SO 2、NH 3等在水中不能直接电离，因而它们不是电解质，属非电解质2、 强电解质——在水溶液里全部电离为离子。

HI ＝H +＋I －弱电解质——在水溶液里只有部分电离为离子。

CH 3CH 3COO －＋H + ——判定电解质的强弱，看其在水溶液中的表现。

平衡理论化学平衡溶解平衡电离平衡水解平衡等效平衡与相关计算平衡状态的标志平衡图像影响化学平衡的因素及关系化学平衡与反应速率的提纯与溶解平衡物质的分子溶解与结晶影响溶解平衡的因素、的计算溶液水的电离电离平衡的影响因素pH ，离子浓度大小比较水解平衡的应用、看是否导电——在弱电解质溶液中同时存在弱电解质的电离和离子重新结合生成的电解质分子这两种过程——升温、促进电离（因弱电解质的电离为吸热过程）；稀释（浓度越小），促进电离。

无限稀释，电离度为100%强电解质和弱电解质的比较电解质 化学键 电离程度 有否电离平衡电解质在溶液中的存在形式强电解质 离子键或某些具有极性键共价化合物（NaCl 、HBr ） 完全电离 为不可逆过程 无 NaCl ＝Na + ＋Cl － 水合离子（Na + 、Cl －）弱电解质 具有极性键的共价化合（H 2S 、HF ） 部分电离 可逆过程 有 HF H +＋F － 分子、水合离子HF 、H +、、F －——弱电解质的电离平衡是在一定条件（浓度、温度）下的平衡，适应于勒沙特列原理。

——电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液里有能够自由移动的离子存在。

导电性的强弱主要跟单位体积溶液里能自由移动的离子的多少即自由移动离子的浓度有关（还与离子所带的电荷多少有关），而溶液里离子的浓度又跟电解质的电离程度有关。

——溶液导电性的不同 是由于溶液里自由移动的离子的浓度不同 是由于电解质的电离程度不同 是由于电解质有强弱之分，这与电解质的化学键有密切关系。

3、水的电离、溶液的pH 值水的电离 2H 2O H 3O + ＋OH —H 2 H +＋OH —（水为极弱电解质）水的离子积（25℃） K w ＝[H +][OH －]＝1×10-7×1×10-7＝1×10-14 ——水的离子积随温度的变化而变化——只要在水溶液里，总是有K w ＝[H +][OH －]＝定值（25℃时，K w ＝1×10-14） 溶液的酸碱性——取决于溶液[H +]与[OH －]的相对大小 C (H +)＞C (OH －) 酸性C (H +)＜C (OH －) 碱性C (H +)＝C (OH －) 中性 无限稀释时，pH ＝7表示方法：pH ＝－lgC (H +) （适用范围：稀溶液）测定方法：pH 试纸（整数值） 酸碱指示剂（pH 范围） pH 计（精确值）溶液的pH 值 换算关系−→− [H +]pHpOH[OH －]pH ＝－lg[H +]pOH ＝－lg[OH －][H +]＝10－pH[OH －]＝10－pOH pH ＋pOH ＝14[H +][OH －]＝K w常用酸碱指示剂及其变色范围石 蕊 ＜5 红色 5～8 紫色 ＞8蓝色 甲基橙 ＜3.1 红色 3.1～4.4 橙色 ＞4.4 黄色 酚 酞 ＜8 无色 8.2～10 浅红 ＞10 红色 ※酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱是两个不同的概念强酸、强碱溶液两两混合pH 值的计算规律混合情况 混合前溶液pH 值的关系 混和后溶液的pH 值 A 、B 都是酸 pHA ＜pHB pHA ＋0.3 A 、B 都是碱 pHA ＜pHB pHB －0.3 pHA ＋pHB ＝14 7 A 是酸 pHA ＋pHB ＜14（中和后，酸有剩） pHA ＋0.3 B 是碱 pHA ＋pHB ＞14（中和后，碱有剩） pHB －0.31、 盐的水解——在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H +或OH －生成弱电解质的反应，叫盐的水解——哪些离子？弱碱阳离子：NH 、Fe 3+、Fe 2+、Al 3+、Cu 2+、Zn 2+、Ag +等弱酸根阴离子：CH 3COO －、HCOO －、HS －、S 2－、HCO 、CO 等“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性” 强酸弱碱盐——酸性 强酸强碱盐——中性 强碱弱酸盐——碱性 弱酸弱碱盐——看相对强弱 影响盐类水解的因素：（水解平衡遵循勒沙特列原理） 内因——盐的本性（越弱越水解） 外因——⑴浓度① 溶液越稀，水解程度越大② 改变溶液H +或OH －浓度的大小，可以影响水解平衡（促进或抑制水解）⑵温度 水解是吸热反应（中和反应的逆反应），所以温度越高水解程度越大。

——一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，生成的物质也不会分解；盐类的水解是可逆反应，盐类水解的离子方程式中一般不写等号而写可逆符号（用可逆符号”表示）NaHCO 3＋H2H 2CO 3＋NaOH （HCO ＋H 2H 2CO 3＋OH －）CuCl 2＋2H 2Cu(OH)2＋2HCl [Cu 2+＋2H 2O 2＋2H +] 多元弱酸根的水解是分步进行的，第一步水解趋势远远大于第二步、第三步水解。

因此多元弱酸根的水解离子方程式一般只需要写离子的第一步水解。

——电离大于水解酸式根只有两种：HSO 3—、H 2PO 4－；故NaHSO 3、NaH 2PO 4的水溶液显酸+4-3-23-3性。

——盐类水解促进水的电离；酸或碱均抑制水的电离。

——配制易水解的盐的溶液时，应先加入酸或碱，后加水。

（抑制在先，而不是水解后再“治”）CuSO 4(H 2SO 4) AgNO 3（HNO 3） FeCl 3（HCl ） Na 3PO 4（NaOH ） ——想一想：CuSO 4溶液、FeCl 3溶液、AlCl 3溶液、CH 3COONa 溶液分别加热蒸发至干的情形。

A 、 电荷守恒——在酸、碱、盐的水溶液里，阳离子所带的正电荷数等于阴离子所带负电荷数。

B 、 物料守恒——在水溶液中某离子的物质的量的起始量等于该离子以各种形式存在的物质的量之和。

例 0.1mol/L Na 2S 溶液中： C (Na +)＝0.2mol/LC (S 2-)＋C (HS -)＋C (H 2S)＝0.1mol/L ＝1/2 C (Na +)C (Na +)＋C (H +)＝2 C (S 2-)＋C (HS -)＋C (OH -)5、酸碱中和滴定（举一反三）原理：H +＋OH －＝H 2O n 酸C 酸V 酸＝n 碱C 碱V 碱 酸式滴定管（不能盛放碱液、氢氟酸） 仪器 碱式滴定管（不能盛放酸液和强氧化性溶液）锥形瓶、铁架台、滴定管夹（移液管、吸球）准确测定参加反应的两种溶液的体积 准确判断中和反应是否恰好完全反应 （靠指示剂）“左手控活塞，右手执锥开瓶，液流要成滴，锥瓶要摇匀，衬纸观色变，终点要看清” 误差分析试剂待测液标准溶液、指示剂） （ ）（）、（：：如何选择指示剂围一致且终点尽可能与变色范明显变色范围要窄变色要灵敏选择来确定滴定终点通过指示剂颜色的变化作用操作读数调液面注液查漏洗涤准备、、、、：读数判断终点滴定滴加指示剂移取待测溶液滴定，，，3～2，：）。

C ，：消除偶然误差依方程式求溶液体积的平均值取两次或多次消耗标准计算待测标未未标标未V V n C n ＝C 关键(从计算公式上看，由于计算时 为定值，所有能引起V 标偏大的操作，均能使测定结果偏高；所有能引起起V 标偏少的操作，将使测定结果偏低。