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注意：同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物的
转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其他反 应物的转化率，自身转化率一般减小．工业生产中常常提高 廉价原料的比例，从而增大其他原料的利用率．
恒温下在一恒容容器中充入NO2，反应至平衡 后再向其中充入NO2达新平衡，则该过程中 NO2转化率变化是？
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2011 考纲展示 1.了解电解质、强电解质及弱电解 质的概念。 2.了解电解质在水溶液中的电离， 以及电解质溶液的导电性。
2012 高考导视
1.掌握强电解质、弱电解 质等基本概念。
2.溶液的导电性、弱酸的 酸性相对强弱比较、电 3.了解弱电解质在水溶液中的电离 离常数的计算、水的电 平衡。 离平衡、pH的计算、中 和滴定等是重要的考点。 4.了解水的电离、离子积常数。 3.离子浓度大小比较、离 5.了解溶液 pH 的定义，掌握测定 子守恒关系是高频考点。 溶液pH 的方法，能进行 pH 的简 单计算。 返回
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(3)电离平衡常数
只与温度有关
＋ － ①对于一元弱酸HA：HA H ＋A ，平衡常数K＝
cH · cA . cHA
＋ －
例题（1）
②对于一元弱酸BOH：BOH B＋＋OH－，平衡常数
cOH－· － cB K＝ . cBOH
NH4Cl
碱性
CH3COONa CH3COOH NaCl 无
强酸强
碱盐 影响盐类水解的主要因素是温度和浓度。温度越高，越利于水
中性
解，所以温度高的碳酸钠溶液比温度低的碳酸钠溶液碱性强；盐的
浓度越小，水解程度越大，加水稀释有利于盐类水解反应的进行．
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盐类的水解规律可概括为“不弱不水解，有弱才水解，都弱 都水解，越弱越水解，谁强显谁性”。其中“越弱越水解”可以 从三角度理解： ①由于多元弱酸逐级电离平衡常数越来越弱，故其正盐酸根水 解较其酸式盐中酸式酸根强，或其酸根多级水解逐级减弱， 如：PO43-＞HPO42-＞H2PO4②同类型离子水解，比较电离出该离子的分子或离子电离程度 强弱（酸性或碱性强弱），如：CO32- ＞ C6H5O-＞HCO3③不同类型的离子水解，比较其对应电离出该离子的分子或离 子电离程度强弱，如：醋酸和氨水电离常数几乎相等，故醋 酸铵显中性，而碳酸铵则显碱性（碳酸氢根酸性比醋酸弱）。 (4)沉淀溶解平衡 难溶电解质在水溶液中并不是完全不溶，其溶解产生的离子 脱离难溶物进入溶液，溶液中的离子又会结合成难溶电解 质．影响沉淀溶解平衡的因素主要是浓度（同离子效应）、 温度和能与难溶电解质相应离子反应的其他离子． 16
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3．描述方法不同
(1)化学平衡常数
只与温度有关
对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在
cpC·qD c 一温度下达到平衡时，K＝ m . n c A· B c (2)平衡转化率 对于一般的化学反应： aA＋bB cC＋dD， 达到平衡时反应 A的初始浓度－A的平衡浓度 物 A 的 转 化 率 为 ： α(A) ＝ A的初始浓度 c0A－cA ×100%＝ ×100%. c0A
电离平衡造成了影响，即促进了水的电离平衡，使水的 电离平衡向正反应方向移动，导致溶液中的氢离子浓度、 氢氧根离子浓度发生变化．盐类水解的规律如下：
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盐的 类别 强酸弱 碱盐 强碱弱 酸盐
水溶液的 酸碱性 酸性
举例
溶液中的弱 c(H＋)与c(OH－) 电解质 NH3· 2O H 比较 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)<c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)
成氨 氨水等 醋酸铵等
2．产生原因及影响因素不同
中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的因素也
不完全相同． (1)化学平衡 可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到平衡前， 正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反应进行到正反应
速率与逆反应速率相等时，反应物与生成物浓度不再改变，
达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是化学反应所能达 到的限度(同条件下，反应物的转化率最大)．影响这种平衡
浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动．
只减弱，一般不消除，不逆转。
(1)浓度的改变．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；减小反应物浓度或增大生成物浓度，
平衡向逆反应方向移动．一般“增谁谁多，减谁谁少”
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(2)温度的改变．升高温度，平衡向吸热的方向移动，如合成氨
反应的平衡向逆反应方向移动；降低温度，平衡向放热的方向 移动，如合成氨反应的平衡向正反应方向移动． (3)压强的改变．增大压强，平衡向气态物质体积减小的方向进 行，如合成氨反应的平衡向正反应方向移动；减小压强，平
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一、四大平衡的共同点 1. 所有的平衡都建立在可逆“反应”的基础上
平衡类别 化学平衡 电离平衡 水解平衡 溶解平衡
研究对象
可逆反应
溶质与其 盐中的“弱” 弱电解质 饱和溶液的 离子 共存体系 逆、等、定、动、变
平衡特点
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2. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动
勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件(如温度、
注意区分几个概念：
中和 中性 溶液浓度 离子浓度 试剂原始浓度 反应起始浓度 电离平衡 水解平衡
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3. 用平衡移动理论解释相关现象。 “看到” “找到” “想到”
粒子 平衡 列平衡，说移动，得结论。
解释
（1）接触法制硫酸中通入过量的空气 （2）合成氨工业高压（20MPa-50MPa）
移动
（3）金属钠从熔化的氯化钾中置换金属钾Na + KCl （4）草木灰和铵态氮肥不能混合使用 （5）配置三氯化铁溶液应在浓盐酸中进行
四大平衡22Fra bibliotek2011 考纲展示
2012 高考导视
1.了解化学反应的可逆性。 2.了解化学平衡建立的过程。 化学平衡是高频考点，尤其 理解化学平衡常数的含， 是平衡常数、转化率等的计算， 能够利用化学平衡常数进 平衡移动原理的应用。 行简单的计算。 考查形式方面，平衡常数常 3.理解外界条件(浓度、温度、常是以新的化工生产、科研领 压强、催化剂等)对反应速 域最新报道等为载体，直接考 率和化学平衡的影响，认 查；也常常考查利用速率、平 识其一般规律。 衡理论进行物质的提纯和分离； 4.了解化学反应速率和化学 还会结合速率——时间、浓 平衡的调控在生活、生产 度——时间等曲线来考查化学 和科学研究领域中的重要 反应速率、化学平衡等理论。 作用。 返回
只与温度有关 附：常见弱电 只与温度有关 解质电离常数
(7)溶解度S 一定条件下每100g溶剂所能溶解溶质的最大质量，单位g。 难溶电解质在纯水中的溶解度和溶度积可以互相换算。也可以 根据溶度积计算难溶电解质在特定溶液中的溶解度。 例题 20
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三、考查重点
(1)平衡的本质：v正=v逆。 ①单位时间内某化学键断裂的条数与单位时间内生成该化学键(或 另外的化学键)的条数关系； ②单位时间内消耗某物质的物质的量与生成该物质(或其他物质) (2)利用化学平衡状态的特点来判断 的物质的量关系； 处于平衡状态的化学反应，其特点表现为“三定”，即： 反应物的转化率一定、反应混合体系中各物质的百分含量一定、 ③给出在同一反应的同一时间内用不同物质表示的反应速率等等。 反应混合体系中各物质的浓度一定。上述中的任一种都能说明 这类判断可总结为一句话“双向同时，符合比例”。 反应已达平衡状态。即“特征量一定，达到平衡”。 (3)利用“变量恒定，达到平衡”与“不变量”来判断 选定反应中“变量”，即随反应进行而变化的量，当变量不 再变化时，反应已达平衡。常见的可能变量有：气体的颜色； 容器压强（恒容）；容器体积（恒压）；密度；相对分子质量 等。把握条件（恒容或恒压），认清变量，反应过程中变量不 变，说明反应达到平衡。
只与温度有关
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(5)水解平衡常数Kh 对于一元弱酸根或弱碱阳离子，其水解Kh=Kw/Ka或Kh=Kw/Kb， 对于多元弱酸根如CO32-，其第一步水解Kh1=Kw/Ka2；第二步水解 即HCO3-水解Kh2=Kw/Ka1。其中Ka1、Ka2分别为碳酸的第一、二 步电离平衡常数。本质上讲同条件同浓度下不同离子水解程度大 小( 或pH大小)取决于Kh，酸式盐显什么性取决于其Kh和Ka。 (6)
NaCl + K↑
（6）用热的纯碱水洗油污或对金属进行表面处 理
（7）碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫
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4. 勒夏特列原理的综合应用
物质的状态 反应的特点 反应体积变化 吸、放热
浓度 质量、物质的量 条件的改变 温度 压强 转化率、产率 催化剂 体积、压强 物质的量浓度 物理量 质量分数、体积分数 变化 平均相对分子质量 密度等
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二、四大平衡不同点的比较
1．研究对象不同
平衡 化学
类型
研究
平衡
可逆的 化学反 应
电离平衡
水解平衡 能够水解的盐类，
沉淀溶解平衡
溶液中的 包括强碱弱酸盐、 溶液中的难溶电
对象
弱电解质 强酸弱碱盐及弱
酸弱碱盐
解质
溶液中的氯化银、 硫酸钡、氢氧化 铁等
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举例
工业合 醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、
1. 平衡的建立和平衡判据
例题（5）
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2. 溶液中离子浓度的比较 例：向0.1mol/L NaOH溶液中逐滴滴加0.1mol/L CH3COOH溶液，比较各种离子浓度的大小。
抓住主要过程，有反应先考虑反应，再考虑电离、水解（一 般水解和弱电解质电离是微弱的,且以第一步水解或电离为 主，弱酸酸式盐要把握其电离为主还是水解为主），充分利 离子浓度 用守恒。 三守恒
衡向气态物质体积增大的方向移动，如合成氨反应的平衡向