化学平衡原理高考复习课件

化学平衡原理高考复习欢迎参加化学平衡原理高考复习课程化学平衡是高中化学的核心概念之一，也是高考的重要考查内容本课程将系统地讲解化学平衡的基本原理、计算方法以及在各种反应体系中的应用，帮助同学们建立清晰的化学平衡概念体系，掌握解决平衡问题的有效方法通过本课程的学习，你将能够深入理解化学平衡的本质，灵活应用勒夏特列原理分析各种因素对平衡的影响，并能够熟练进行相关的计算和推理这些能力对于应对高考化学试题至关重要课程概述化学平衡的重要性本课程的学习目标12化学平衡理论是化学研究的基通过本课程学习，同学们将能础，对于理解众多化学反应过够理解化学平衡的基本概念，程和工业生产具有重要指导意掌握平衡常数的计算方法，学义在高考化学中，化学平衡会运用勒夏特列原理分析各种相关内容约占总分值的因素对化学平衡的影响，并能15-，是必须掌握的核心知识解决相关的计算题和实验题20%点高考中的相关考点3高考中关于化学平衡的考查主要包括平衡常数的计算与应用、平衡移动的判断、平衡浓度的计算、溶解平衡、电离平衡以及相关的综合应用题，如合成氨、硫酸生产等实际应用化学平衡的基本概念可逆反应1可逆反应是指在一定条件下，化学反应可以同时向正反应和逆反应两个方向进行的反应在化学方程式中用双箭头⇌表示例如⇌N₂+3H₂2NH₃，表示氮气和氢气可以反应生成氨气，同时氨气也可以分解为氮气和氢气动态平衡2当可逆反应的正反应速率等于逆反应速率时，反应达到动态平衡状态此时，宏观上各物质的浓度（或分压）不再随时间变化，但微观上正反应和逆反应仍在持续进行，这种状态称为化学平衡平衡常数3平衡常数是表征化学平衡状态的重要参数，它是反应达到平衡时，产物浓度（或分压）的乘积与反应物浓度（或分压）的乘积之比，幂指数为化学方程式中的计量数平衡常数的大小反映了反应进行的程度化学平衡的特征宏观性质不变微观上正反应速封闭体系中达成率相等当反应达到平衡状态时化学平衡只有在封闭体，体系中各组分的浓度化学平衡是一种动态平系中才能达成，即反应（或分压）、颜色、pH衡状态，微观上正反应体系与外界没有物质交等宏观性质不再随时间和逆反应仍在不断进行换如果体系中有物质变化，保持恒定这是，但正反应速率等于逆不断进入或离开，则无判断化学反应是否达到反应速率，即法建立真正的化学平衡νf=νr平衡的重要依据例如这意味着单位时间内生状态这就是为什么平，N₂O₄⇌2NO₂平衡体成产物的分子数等于分衡实验通常在密闭容器系中，棕色气体的深浅解为反应物的分子数中进行不再变化平衡常数（）的定义K浓度平衡常数分压平衡常数和的关系Kc Kp Kc Kp对于反应⇌，浓度平衡对于气相反应⇌，分压对于气相反应，和之间存在关系aA+bB cC+dD aA+bB cC+dD KpKc常数，其中平衡常数，其中为气体常数，Kc=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b Kp=Kp=KcRT^Δn RT、、、表示各物质的平衡摩，其中为热力学温度（），为反应后气体物[A][B][C][D]P_C^cP_D^d/P_A^aP_B^b KΔn尔浓度（）的值与温度有关，、、、表示各气体的平质的量减少值（即生成气体的物质mol/L KcP_A P_B P_C P_DΔn=与初始浓度无关固体和纯液体的浓度不衡分压（通常用或表示）的的量总和消耗气体的物质的量总和）atm PaKp-写入平衡常数表达式值也仅与温度有关，与初始分压无关当时，Δn=0Kp=Kc平衡常数的计算

（一）气相反应气相反应的平衡常数可以通过平衡时各组分的浓度或分压计算例如，对于反应⇌，若已知平衡时N₂+3H₂2NH₃Kc=[NH₃]²/[N₂][H₂]³[N₂]=

0.2mol/L,，则[H₂]=

0.1mol/L,[NH₃]=

0.04mol/L Kc=

0.04²/

0.2×

0.1³=

0.04²/

0.2×

0.001=8液相反应液相反应的平衡常数计算类似于气相反应，但主要涉及溶液中的离子浓度例如，对于醋酸电离反应⇌，CH₃COOH CH₃COO⁻+H⁺Ka=若已知平衡时[CH₃COO⁻][H⁺]/[CH₃COOH][CH₃COO⁻]=[H⁺]=，，则

0.0042mol/L[CH₃COOH]=

0.096mol/L Ka=

0.0042²/

0.096=

1.8×10⁻⁴固液相反应涉及固体的异相反应中，固体的浓度视为常数，不写入平衡常数表达式例如，对于⇌，对于难溶电解质CaCO₃s CaOs+CO₂g Kc=[CO₂]⇌，，称为溶度积AgCls Ag⁺aq+Cl⁻aq Ksp=[Ag⁺][Cl⁻]平衡常数的计算

（二）多步反应的平衡常数如果一个总反应可以分解为几个子反应，则总反应的平衡常数等于各子反应平衡常数的乘积例如，对于反应⇌（）和反应⇌（

①A+B CK₁

②C+D E），总反应⇌的平衡常数这一原理在计算复杂反应K₂A+B+D EK=K₁×K₂的平衡常数时非常有用逆反应的平衡常数逆反应的平衡常数是正反应平衡常数的倒数例如，如果反应⇌的A+B C+D平衡常数为，那么逆反应⇌的平衡常数为这是因为逆反应K C+D A+B1/K的平衡常数表达式正好是正反应平衡常数表达式的倒数形式化学方程式系数与的关系K如果将化学方程式中的系数都乘以倍，则新的平衡常数等于原平衡常数的n n次方例如，若反应⇌的平衡常数为，则反应⇌的平衡常数为A B K2A2BK²这反映了平衡常数与反应进行程度的内在联系平衡常数的应用计算平衡浓度已知初始浓度和平衡常数，可以计算反应达到平衡时各组分的平衡浓度这通常涉及列出平衡方程并求解对于小平判断反应进行方向2衡常数的反应，可以使用近似法简化计算过程这种计算在确定反应产率时非通过比较反应商与平衡常数的大小Q K常重要可判断反应的进行方向当时，反1QK应向逆方向进行；当时，反应处于Q=K预测产率平衡状态反应商的表达式与平衡常数相同，但使用的是任意时刻的浓度平衡常数的大小可以用来预测反应的产率值越大，反应越趋向于完全，产物K3的产率也越高相反，值很小的反应难K以获得高产率这对于工业生产中的反应条件优化具有重要指导意义勒夏特列原理概述原理的表述适用范围勒夏特列原理（勒夏特列原理适用于各种平衡系统Le Chateliers）指出如果对处于平衡，包括化学平衡、相平衡、溶解平Principle状态的系统施加外界条件的变化，衡等它可以用来分析浓度、压力平衡将向着能够减弱这种变化影响、温度、催化剂等因素对平衡的影的方向移动这一原理为预测化学响然而，该原理主要是定性的，平衡如何响应外部条件变化提供了不能直接用于定量计算平衡移动的理论基础，是化学平衡理论的核心程度内容之一在化学工业中的应用勒夏特列原理在工业生产中具有重要应用，比如合成氨工业中选择高压低温条件以提高产率，硫酸工业中采用中温条件平衡反应速率和产率，这些NH₃都是基于对平衡移动规律的深刻理解浓度对化学平衡的影响增加反应物浓度根据勒夏特列原理，增加反应物浓度会使平衡向消耗这些反应物的方向移动，即正反应方向这导致产物浓度增加，反1应物浓度减少，但不会完全消耗掉增加的部分最终，平衡常数保持不变K减少产物浓度减少产物浓度会使平衡向生成这些产物的方向移动，即正反应方向这导致更多的反应物转化2为产物，直到建立新的平衡在工业生产中，及时移除产物通常可以提高反应的产率，这就是移去法的应用惰性气体的影响向气相平衡体系中加入惰性气体时，若总压保持不变，则各反应物和产物的分压均减小，平衡不移动；若总容积不变，则总压增大但各反3应物和产物的分压不变，平衡也不移动这是因为惰性气体不参与反应压力对化学平衡的影响气体分子数目变化的反应对于气相反应，如果反应前后气体分子总数发生变化（Δn≠0），则压力变化会影响平衡例如，在N₂+3H₂⇌2NH₃反应中，反应前有4个分子（1+3），反应后有2个分子，Δn=2-4=-2（即反应使气体分子总数减少）压力变化对平衡的影响根据勒夏特列原理，增加压力会使平衡向气体分子总数减少的方向移动；减小压力则使平衡向气体分子总数增加的方向移动例如，增加压力会使N₂+3H₂⇌2NH₃的平衡向右移动（因为向右移动会减少气体分子总数）工业生产中的应用压力变化对平衡的影响在工业生产中有重要应用例如，合成氨工业中采用高压（约15-30MPa）以提高NH₃的产率；而SO₂氧化制SO₃过程则采用较低压力（约

0.1-

0.2MPa），因为此反应Δn=0，压力变化对平衡位置影响很小温度对化学平衡的影响根据勒夏特列原理，温度升高会使平衡向吸热方向移动，温度降低则使平衡向放热方向移动对于吸热反应（ΔH0），升高温度使平衡向正反应方向移动，有利于产物生成；对于放热反应（ΔH0），降低温度有利于产物生成温度是唯一能够改变平衡常数K值的因素对于吸热反应，升高温度使K值增大；对于放热反应，升高温度使K值减小这一关系可以用范特霍夫方程定量描述dlnK/dT=ΔH/RT²在工业生产中，如合成氨（放热反应）采用低温（约450℃）以提高产率，但又不能过低以保证反应速率这说明在实际生产中需要综合考虑热力学和动力学因素催化剂对化学平衡的影响对平衡位置的影响根据化学平衡原理，催化剂不改变平衡常数和平衡组成，即不影响平衡位置催化剂的作用机理2这是因为催化剂同时加快正反应和逆反应的速率，它们的相对速率比保持不变催化剂是一种能够改变化学反应速率但，因此平衡常数也不变K自身不参与反应的物质它的作用是降低反应的活化能，为反应提供新的反应1对达到平衡时间的影响途径，从而加快反应速率催化剂既能虽然催化剂不影响平衡位置，但它可以加快正反应速率，也能加快逆反应速率显著缩短反应达到平衡所需的时间在工业生产中，这意味着可以提高生产效3率，降低能耗和设备投资例如，合成氨反应使用铁基催化剂，硫酸生产使用催化剂V₂O₅化学平衡的定量计算

（一）计算类型基本方法关键步骤注意事项平衡浓度的计算列平衡方程

1.列化学方程式注意溶液中物质的

2.建立反应进度表单位保持一致，通

3.代入平衡常数表常为mol/L达式

4.解方程求解转化率的计算反应进度法

1.设初始量为n₀转化率α的值介于

02.设转化率为α到1之间

3.计算各物质平衡量

4.代入K表达式求解平衡常数的计算实验数据法

1.测定平衡浓度注意单位的统一性

2.代入K表达式，特别是Kp与Kc的

3.计算K值区别化学平衡的定量计算

（二）多重平衡的处理1分步解决，先处理主反应平衡移动后的浓度计算2根据移动方向确定变化量初始浓度与平衡浓度的关系3利用反应计量关系建立联系在计算化学平衡问题时，初始浓度与平衡浓度之间存在重要关系，可以通过设置反应进度表来表示假设反应aA+bB⇌cC+dD，反应进行了x mol/L，则A的平衡浓度=[A]₀-ax，B的平衡浓度=[B]₀-bx，C的平衡浓度=[C]₀+cx，D的平衡浓度=[D]₀+dx将这些表达式代入平衡常数公式即可求解对于平衡移动后的浓度计算，首先要根据条件变化判断平衡移动方向，然后设定新反应的进度（通常设为y mol/L），建立新的平衡关系式平衡移动导致的浓度变化要遵循反应的计量比处理多重平衡（如弱酸电离与水解并存）时，通常需要确定主要平衡过程，先求解主反应，再考虑次要反应的影响如在弱酸溶液中加入其盐类，需同时考虑电离平衡和共同离子效应化学平衡图像分析

（一）浓度时间图像速率时间图像平衡建立过程的图像特征--浓度时间图像直观显示了反应进行过程中速率时间图像显示了正反应和逆反应速率平衡建立过程的图像特征包括（）浓度--1各物质浓度的变化在反应开始时，反应如何随时间变化初始时刻，正反应速率曲线最终趋于水平；（）不同初始条件下2物浓度快速下降，产物浓度快速上升；随最大而逆反应速率为零；随着反应进行，最终达到相同的平衡状态；（）平衡状态3着反应的进行，变化速率逐渐减缓，最终正反应速率减小而逆反应速率增加；当两的建立是渐进的过程；（）催化剂可以使4各物质浓度趋于恒定值，表明达到了平衡者相等时，系统达到平衡状态，此后速率曲线更快到达平稳阶段，但不改变最终平状态图像的平稳部分对应平衡浓度不再变化此图有助于理解平衡的动态性衡浓度值质化学平衡图像分析

（二）时间初始平衡加入反应物升高温度上图展示了平衡移动的图像表示曲线表示某放热反应中产物浓度随时间的变化初始平衡状态下，产物浓度保持恒定（50单位）当向系统中加入反应物时，根据勒夏特列原理，平衡向产物方向移动，产物浓度增加，最终在新的平衡状态下稳定在更高值（30单位）当升高系统温度时，由于反应是放热的，平衡向吸热方向（即逆反应方向）移动，导致产物浓度下降，最终在新的平衡状态下稳定在较低值（35单位）这些图像直观地反映了勒夏特列原理的应用化学平衡在工业生产中的应用合成氨工业硫酸工业化学平衡原理的工业意义合成氨反应硫酸生产中的关键反应N₂+3H₂⇌2NH₃是放热反2SO₂+O₂⇌2SO₃是放热化学平衡原理指导工业生应（ΔH=-

92.4kJ/mol）反应（ΔH=-196kJ/mol）产优化反应条件（温度、，且反应后气体物质的量为提高SO₃产率，理论压力、浓度）、选择合适减少根据勒夏特列原理上应采用高压、低温条件的催化剂、设计高效的工，采用高压（15-30MPa但实际生产中主要使用艺流程（如循环工艺、分）、低温（约450℃）条V₂O₅催化剂，在中温（约步转化）等，以提高目标件有利于提高氨的产率450℃）条件下操作，以产物的产率、降低能耗、但考虑到反应速率，实际平衡热力学和动力学因素减少环境污染这体现了使用铁催化剂并选择中低，并采用多级转化工艺提化学基础理论对工业生产温条件，同时采用循环流高总转化率的重要指导作用程不断分离生成的氨合成氨工业中的化学平衡反应条件的选择温度、压力、催化剂的作用循环使用原理合成氨反应⇌是一个可逆工业合成氨采用中低温（）由于单程转化率有限（约），工N₂+3H₂2NH₃400-500℃15-20%反应，，，即反、高压（）条件，并使用铁催业合成氨采用循环流程未反应的和ΔH=-

92.4kJ/molΔν=-215-30MPa N₂应是放热的且有气体物质的量减少根据化剂（含、等助催化剂）温与新鲜原料混合后重新进入反应器，而K₂O Al₂O₃H₂勒夏特列原理，低温和高压有利于氨的生度选择是热力学（低温有利于平衡）和动生成的通过冷却液化分离出来这种NH₃成但由于反应需要打断分子中的三键力学（高温加快反应速率）的折中铁催循环使用大大提高了原料的利用率和总体N₂，活化能高，反应速率慢，需要综合考虑化剂降低了反应的活化能，加快了反应达转化率，是应用勒夏特列原理移去法的热力学和动力学因素到平衡的速率，但不改变平衡组成典型实例硫酸工业中的化学平衡二氧化硫氧化过程的平衡1硫酸生产中的核心反应是SO₂的催化氧化2SO₂+O₂⇌2SO₃，ΔH=-196kJ/mol这是一个放热反应，气体物质的量减少根据勒夏特列原理，低温和高压有利于SO₃的生成但在实际生产中，考虑到设备成本和反应速率，通常在常压或微压（

0.1-

0.2MPa）下操作三氧化硫吸收过程的平衡2生成的SO₃不能直接与水反应（会形成酸雾），而是先与浓硫酸反应生成发烟硫酸SO₃+H₂SO₄⇌H₂S₂O₇，然后再通过加水得到硫酸H₂S₂O₇+H₂O→2H₂SO₄这个过程是一个平衡转移过程，通过连续移走产物H₂SO₄来推动SO₃的吸收反应向右进行工艺条件的优化3硫酸生产采用V₂O₅为催化剂，在400-600℃温度下进行SO₂氧化为平衡热力学和动力学因素，采用了多级转化工艺气体先在高温下快速反应，然后经过冷却将生成的SO₃分离出来，未转化的气体再进入下一级反应器继续反应这种工艺设计显著提高了总转化率（可达98%以上）化学平衡与制取金属高炉炼铁的平衡原理高炉炼铁涉及多个平衡反应，核心是铁的氧化物与的还原反应CO⇌这是一个可逆反应，其平衡受温度、气体组成等因素影响Fe₂O₃+3CO2Fe+3CO₂高炉中自下而上温度递减，不同区域发生不同的还原反应为推动还原反应，需要控制比例，这通过调节风量、焦炭量等实现CO/CO₂转炉炼钢的平衡原理转炉炼钢的主要目的是氧化去除生铁中的碳、硅、锰等杂质关键反应如是强放热反应，在高温下进行炼钢过程中需要控制氧的通入量和速C+O₂→CO₂率，以维持合适的温度和氧化速率氧气的量和吹入方式会影响反应的平衡和进行程度，从而影响最终钢的成分和品质平衡原理在冶金工业中的应用冶金工业中广泛应用化学平衡原理选择适当的温度条件（如提高温度促进还原反应）；控制气氛组成（如还原气氛、氧化气氛）；调整反应物浓度比例；利用气固相反应的特点合理设计炉型和工艺流程等这些都是基于勒夏特列原-理对不同平衡体系的分析化学平衡在日常生活中的应用碳酸饮料的原理血液中的缓冲作用海洋吸收二氧化碳的平衡碳酸饮料中的气泡形成涉及的溶解平衡人体血液维持在范围内，这主要海洋是地球上最大的汇，通过复杂的平CO₂pH

7.35-

7.45CO₂⇌，（放热）根据勒通过碳酸氢盐缓冲系统实现衡反应吸收大气中的CO₂g CO₂aqΔH0CO₂夏特列原理，低温和高压有利于溶解这⇌当血液中浓度增加⇌⇌⇌CO₂H₂CO₃H⁺+HCO₃⁻H⁺CO₂+H₂O H₂CO₃H⁺+HCO₃⁻2H⁺+CO就是为什么碳酸饮料在高压下灌装并在冰箱中时，平衡向左移动，消耗；当浓度减少随着大气浓度上升，平衡向右移动H⁺H⁺₃²⁻CO₂冷藏效果好当开瓶后，压力降低，平衡向左时，平衡向右移动，产生这种自动调节机，导致海水酸化（增加）这种平衡变化正H⁺H⁺移动，气体逸出形成气泡；饮料变热时，制是基于勒夏特列原理，对维持生命活动至关在影响海洋生态系统，特别是依赖碳酸钙骨架CO₂平衡也向左移动，释放加快重要的海洋生物CO₂化学平衡与环境保护大气污染物的平衡转化大气中的污染物如、通过平衡反应转化SO₂NOₓ为硫酸、硝酸等强酸例如⇌，这些2SO₂+O₂2SO₃SO₃+H₂O→H₂SO₄水体自净作用的平衡原理2反应受温度、湿度、催化剂（如金属氧化物颗粒）等因素影响，遵循勒夏特列原理了解这水体自净涉及多种平衡过程，包括溶解氧平衡些平衡有助于制定污染控制策略⇌、碳酸盐平衡和微生物氧化还1O₂g O₂aq原平衡等溶解氧是关键因素，支持好氧微生酸雨形成的平衡过程物分解有机污染物水体污染会破坏这些平衡酸雨形成涉及气液相平衡转化大气中的-SO₂，导致缺氧、藻类过度生长等问题、溶解在雨水中，然后氧化形成硫酸、硝NOₓ酸，导致雨水降低这个过程受污染物浓度3pH、氧化剂（如、）浓度、催化剂和温度H₂O₂O₃等因素影响减少、排放是控制酸雨的SO₂NOₓ根本途径溶解平衡概述溶解度和溶度积的概念难溶电解质的溶解平衡溶度积常数的定义Ksp溶解度是指在一定温度下，某物质在一定量难溶电解质在水中的溶解是一个动态平衡过对于难溶电解质的溶解平衡，其溶度MₙXₘ溶剂中达到饱和状态时的溶解量对于难溶程固体不断地溶解为离子，同时离子又不积常数定义为Ksp=[M^m+]^n×[X^n-电解质，其溶解过程可视为一种平衡断地结晶为固体当这两个过程的速率相等值只与温度有关，与溶液中其他]^m Ksp⇌时，溶液达到饱和，建立溶解平衡此时，物质无关越大，表示电解质的溶解度MₙXₘs nM^m+aq+mX^n-aq Ksp溶度积常数是描述这一平衡的热力学参溶液中离子的浓度不再变化，但微观上溶解越大；反之，越小，溶解度越小溶度Ksp Ksp数，表示饱和溶液中阳离子和阴离子浓度乘和结晶过程仍在持续进行积常数是判断沉淀生成与否的重要依据积的常数值溶度积常数的计算由溶解度计算Ksp已知难溶电解质MₙXₘ的溶解度为s mol/L，则溶液中[M^m+]=n×s，[X^n-]=m×s代入溶度积表达式Ksp=[M^m+]^n×[X^n-]^m=n×s^n×m×s^m=n^n×m^m×s^n+m例如，AgCl的溶解度为

1.3×10⁻⁵mol/L，则Ksp=[Ag⁺][Cl⁻]=

1.3×10⁻⁵²=

1.7×10⁻¹⁰由计算溶解度Ksp已知难溶电解质MₙXₘ的Ksp，其溶解度s的计算方法是将离子浓度表示为溶解度的函数，代入Ksp表达式，解方程得到s值例如，对于AgCl，Ksp=

1.7×10⁻¹⁰，设溶解度为s，则[Ag⁺]=[Cl⁻]=s，代入Ksp表达式s²=

1.7×10⁻¹⁰，解得s=

1.3×10⁻⁵mol/L温度对的影响Ksp绝大多数难溶电解质的溶解过程是吸热的（ΔH0）根据勒夏特列原理，温度升高使平衡向吸热方向移动，即溶解平衡向右移动，溶解度增大，Ksp值增大反之，温度降低则使溶解度减小，Ksp值减小这就解释了为什么大多数难溶盐在热水中的溶解度大于在冷水中的溶解度难溶电解质溶解平衡的移动同离子效应是指向难溶电解质饱和溶液中加入含有与之相同离子的可溶性电解质时，根据勒夏特列原理，平衡向固体生成的方向移动，导致溶解度减小例如，向AgCl饱和溶液中加入NaCl，会增加Cl⁻浓度，促使更多AgCl沉淀出来pH对溶解度的影响主要表现在难溶电解质的阴离子是弱酸的共轭碱时（如CO₃²⁻、S²⁻等）增加H⁺浓度（降低pH）会与这些阴离子结合，减少溶液中阴离子的浓度，根据勒夏特列原理，平衡向右移动，溶解度增大例如，CaCO₃在酸性条件下溶解度显著增加络合反应对溶解度的影响是通过形成稳定的可溶性络合物来减少自由金属离子的浓度，从而促使更多固体溶解例如，AgCl在NH₃溶液中溶解度增大，是因为Ag⁺与NH₃形成[AgNH₃₂]⁺络合物，减少了溶液中Ag⁺浓度，促使更多AgCl溶解沉淀的生成与溶解溶度积规则1当离子积[M^m+]^n×[X^n-]^mKsp时，溶液过饱和，会发生沉淀；当离子积=Ksp时，溶液达到饱和，不发生沉淀；当离子积Ksp时，溶液不饱和，不发生沉淀分步沉淀2如果溶液中存在不同的阳离子与同一阴离子形成的难溶盐，且它们的Ksp值相差较大，可以通过控制阴离子浓度实现分步沉淀沉淀的溶解3沉淀的溶解可以通过以下方式增加温度（对于吸热溶解过程）；加入H⁺（对于含碱性阴离子的沉淀）；加入络合剂形成稳定的可溶性络合物溶度积规则是判断沉淀生成的重要依据例如，混合AgNO₃和NaCl溶液时，如果[Ag⁺][Cl⁻]

1.7×10⁻¹⁰（AgCl的Ksp），则会形成AgCl沉淀溶度积规则在分析化学中用于预测沉淀反应，指导沉淀分离过程分步沉淀是根据不同难溶盐Ksp值的差异，通过控制沉淀剂浓度实现选择性沉淀例如，含有Ag⁺和Pb²⁺的混合溶液中，由于AgCl的Ksp

1.7×10⁻¹⁰远小于PbCl₂的Ksp

1.7×10⁻⁵，可以通过控制Cl⁻浓度先沉淀AgCl而不沉淀PbCl₂，实现两种离子的分离沉淀的溶解有多种方法，如利用酸效应溶解碳酸盐、硫化物等；利用络合效应溶解含过渡金属离子的沉淀（如AgCl溶于NH₃溶液）；利用沉淀转化溶解（如BaSO₄与Na₂CO₃反应转化为BaCO₃）这些方法在化学分析和工业分离中广泛应用沉淀溶解平衡的应用-分离和提纯重量分析环境治理中的应用沉淀溶解平衡广泛应用重量分析是基于沉淀溶沉淀溶解平衡在水处理---于离子的分离和化合物的解平衡的定量分析方法和环境修复中发挥重要作提纯例如，通过调节其基本原理是使待测组用例如，通过调节值pH pH值可以实现多种金属离子分形成难溶化合物完全沉或加入特定试剂，可以使的选择性沉淀分离；利用淀出来，经过滤、洗涤、水中的重金属离子沉淀去络合反应可以从混合物中干燥或灼烧后，称量沉淀除；石灰苏打法软化水-分离特定金属离子；利用物重量，根据化学计量关是通过和CaCO₃溶解度的温度依赖性可以系计算待测组分的含量的沉淀去除水中MgOH₂通过重结晶法提纯物质例如，通过沉淀法的和；固化稳BaSO₄Ca²⁺Mg²⁺/在冶金工业中，许多金属测定硫酸根含量，通过定化技术是通过将污染物的提取和纯化也基于沉淀沉淀法测定氯离子含转化为难溶化合物减少其AgCl溶解平衡原理量等在环境中的迁移和扩散-弱电解质电离平衡概述弱电解质的概念1弱电解质是指在水溶液中只有部分分子电离为离子的物质，如弱酸、弱碱和部分盐类弱电解质在溶液中存在电离平衡分子⇌离子，电离程度有限电离度和电离常数典型的弱电解质包括乙酸（CH₃COOH）、氨水（NH₃·H₂O）等与强电2解质（在水中完全电离）不同，弱电解质溶液中同时存在分子和离子电离度（α）表示弱电解质电离的程度，定义为已电离分子数与原始分子总数之比，0α1电离常数（K）是描述弱电解质电离平衡的平衡常数，例如乙酸的电离平衡CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺，其电离常数稀释定律3Ka=[CH₃COO⁻][H⁺]/[CH₃COOH]，反映了弱酸的酸性强弱奥斯特瓦尔德稀释定律描述了弱电解质溶液浓度与电离度的关系α²/1-α=Ka/c，其中c为弱电解质的总浓度这表明随着溶液稀释（c减小），电离度α增大在极稀溶液中（c很小时），α接近1，即弱电解质接近完全电离该定律是理解弱电解质浓度变化对其电离程度影响的重要理论基础弱酸弱碱的电离平衡浓度mol/L CH₃COOH电离度NH₃电离度一元弱酸HA在水中的电离平衡为HA+H₂O⇌H₃O⁺+A⁻（简写为HA⇌H⁺+A⁻）其电离常数Ka=[H⁺][A⁻]/[HA]，反映了弱酸的酸性强弱，Ka越大，酸性越强若弱酸初始浓度为c，电离度为α，则平衡时[H⁺]=[A⁻]=cα，[HA]=c1-α，代入Ka表达式可得Ka=c·α²/1-α一元弱碱B在水中的电离平衡为B+H₂O⇌BH⁺+OH⁻其电离常数Kb=[BH⁺][OH⁻]/[B]，反映了弱碱的碱性强弱，Kb越大，碱性越强对于氨水，电离平衡为NH₃+H₂O⇌NH₄⁺+OH⁻，Kb=[NH₄⁺][OH⁻]/[NH₃]类似弱酸，若弱碱初始浓度为c，电离度为α，则Kb=c·α²/1-α弱酸或弱碱溶液的pH计算通常涉及解一元二次方程例如，

0.1mol/L CH₃COOH溶液的pH计算设电离度为α，则Ka=c·α²/1-α=10⁻⁴.8=

1.6×10⁻⁵由于α很小，可近似为Ka≈c·α²，解得α≈

0.013，则[H⁺]=

0.1×

0.013=

1.3×10⁻³mol/L，pH=-lg

1.3×10⁻³=

2.89盐类水解平衡水的电离水的自身电离是理解盐类水解的基础H₂O+H₂O⇌H₃O⁺+OH⁻（简写为H₂O⇌H⁺+OH⁻）在25℃时，水的离子积常数Kw=[H⁺][OH⁻]=10⁻¹⁴纯水中[H⁺]=[OH⁻]=10⁻⁷mol/L，pH=7水的电离非常微弱，但在盐类水解中起着关键作用酸式盐、碱式盐、中性盐的水解酸式盐（弱酸强碱盐）如NaAc水解产生OH⁻CH₃COO⁻+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻，溶液显碱性；碱式盐（强酸弱碱盐）如NH₄Cl水解产生H⁺NH₄⁺+H₂O⇌NH₃·H₂O+H⁺，溶液显酸性；强酸强碱盐如NaCl不水解，溶液呈中性；弱酸弱碱盐的水解取决于Ka和Kb的相对大小水解度和水解常数盐类的水解度定义为发生水解反应的盐的量占溶解盐总量的比例水解常数是描述水解平衡的平衡常数对于酸式盐水解Kh=[CH₃COOH][OH⁻]/[CH₃COO⁻]=Kw/Ka；对于碱式盐水解Kh=[NH₃][H⁺]/[NH₄⁺]=Kw/Kb水解常数与酸碱常数有明确的关系Kh·Ka=Kw或Kh·Kb=Kw缓冲溶液缓冲溶液的组成缓冲原理缓冲容量缓冲溶液是指值对少量强酸、强碱或缓冲溶液的工作原理基于勒夏特列原理和缓冲容量指缓冲溶液抵抗变化的能力pH pH稀释具有较强抵抗能力的溶液典型的缓共轭酸碱对的平衡移动例如，在乙酸，定义为使缓冲溶液值改变个单位-1L pH1冲溶液由弱酸和其共轭碱的盐（如乙酸钠缓冲溶液中加入，所需的强碱或强酸的摩尔数缓冲容量与

①H⁺）或弱碱和其共，被消缓冲溶液中弱酸（或弱碱）和盐的总浓度CH₃COOH/CH₃COONa CH₃COO⁻+H⁺→CH₃COOH H⁺轭酸的盐（如）组成耗；加入，及它们的浓度比有关当酸盐时，缓NH₃·H₂O/NH₄Cl

②OH⁻CH₃COOH+OH⁻→[]=[]缓冲溶液中同时存在共轭酸碱对，能够中，被消耗通过这冲容量最大；当二者浓度差异很大时，缓CH₃COO⁻+H₂O OH⁻和加入的少量强酸或强碱，维持相对种机制，缓冲溶液能够抵抗变化缓冲容量较小增大组分总浓度可以提高缓pH pH稳定冲溶液的由亨德森哈塞尔巴赫方程描冲容量pH-述盐酸pH=pKa+lg[]/[]沉淀溶解平衡与难溶电解质溶解度-14溶解度表达式影响因素难溶电解质MₙXₘ的溶解度s通常以mol/L表示根据电难溶电解质溶解度受多种因素影响同离子效应使溶解度离方程式MₙXₘs⇌nM^m+aq+mX^n-aq，溶解减小；温度升高通常使溶解度增大；pH变化会影响含弱度与溶度积有关系Ksp=n·s^n×m·s^m酸阴离子或弱碱阳离子的盐的溶解度；络合作用增加溶解度2计算技巧计算难溶电解质溶解度的步骤写出溶解平衡方程式；建立溶度积表达式；考虑各种影响因素；解方程求出溶解度注意单位的统一性和有效数字难溶电解质的溶解度表达式是理解和计算其溶解性质的基础对于一般难溶电解质MₙXₘ，其溶度积常数与溶解度之间的关系为Ksp=n·s^n×m·s^m例如，对于AgCl，Ksp=[Ag⁺][Cl⁻]=s²；对于Ca₃PO₄₂，Ksp=[Ca²⁺]³[PO₄³⁻]²=3s³2s²=108s⁵影响难溶电解质溶解度的因素非常多样化同离子效应使溶解度减小，可用于促进沉淀或减少溶解；温度对溶解度的影响与溶解过程的焓变有关，大多数难溶盐的溶解是吸热过程，温度升高使溶解度增大；溶液的酸碱性对含有与水反应的离子（如CO₃²⁻、S²⁻、PO₄³⁻等）的难溶盐的溶解度影响显著酸碱平衡与pH酸碱理论简介标度强酸强碱的计算pH pH布朗斯特劳里酸碱理论定义酸是给出质子的物是表示溶液酸碱性的重要指标，定义为氢离子强酸（如、、等）在水中完全电-pH HClHNO₃H₂SO₄质，碱是接受质子的物质一对共轭酸碱之间通浓度的负对数在时，纯水离，等于酸的浓度，酸如pH=-lg[H⁺]25℃[H⁺]pH=-lg[]过得失一个质子相互转化路易斯酸碱理论更广中，，呈中性；溶液的强碱[H⁺]=10⁻⁷mol/L pH=7pH

70.01mol/L HClpH=-lg

0.01=2泛酸是接受电子对的物质，碱是提供电子对的的溶液呈酸性，值越小，酸性越强；的（如、等）在水中完全电离，等pH pH7NaOH KOH[OH⁻]物质在水溶液中，水参与酸碱反应，形成溶液呈碱性，值越大，碱性越强标度通常于碱的浓度，碱，H₃O⁺pH pHpOH=-lg[]pH=14-pOH或在之间，但特殊情况下可超出此范围如溶液的OH⁻0-

140.01mol/L NaOHpOH=-lg

0.01=2，pH=14-2=12化学平衡的热力学基础吉布斯自由能化学势吉布斯自由能是热力学中描述系统化学势是描述物质在特定条件下转移Gμ能量状态的重要函数，定义为趋势的热力学量，定义为某组分的摩尔G=H-，其中是焓，是热力学温度，是吉布斯自由能对于理想气体或理想溶TS HT S熵对于化学反应，表示反应自液中的物质，其化学势ΔG0μ=μ°+RTlnc发进行，表示反应不自发进行，，其中是标准化学势，是浓度化ΔG0μ°c表示反应达到平衡平衡时的标学势差是驱动物质转移的热力学力，平ΔG=0准自由能变与平衡常数有关系衡时系统中各组分的化学势达到平衡，ΔG°K不再有净物质转移ΔG°=-RTlnK平衡条件的热力学解释从热力学角度看，化学平衡是系统自由能达到最小值的状态平衡条件可表述为，其中是反应进度这意味着平衡时，微小的反应进度变化不会引起∂G/∂ξT,P=0ξ系统自由能的变化标准自由能变与平衡常数的关系表明，值越大，ΔG°=-RTlnK K越负，反应越趋向于生成产物ΔG°化学平衡常见易错点平衡常数的单位问题气体反应中的分压与浓度12平衡常数K是一个无量纲的热力学量，气相反应中，平衡常数可以用浓度虽然其计算涉及浓度或分压，但最终Kc或分压Kp表示，两者关系为Kp单位会相互抵消如气相反应=KcRT^Δn计算时容易混淆分压N₂+3H₂⇌2NH₃的Kc=与浓度，应注意分压单位通常为atm[NH₃]²/[N₂][H₂]³，单位为或Pa；气体浓度c与分压p的关系为cmol/L²/[mol/Lmol/L³]==p/RT；当没有指明时，气相反应1/mol/L²，看似有单位，但从热力学的平衡常数通常指Kp另外，惰性气严格定义看，K应无单位，实际使用中体的加入对平衡的影响也是常见的混应换算成无量纲的活度或逸度淆点多重平衡的处理方法3多重平衡是指系统中同时存在多个平衡过程，如弱酸溶液中同时存在水的电离平衡和酸的电离平衡处理多重平衡的关键是识别主要平衡和次要平衡，通常先考虑主要平衡，再根据需要考虑次要平衡的影响例如，计算CH₃COOH溶液的pH时，主要考虑酸的电离平衡，而水的电离通常可忽略不计高考真题解析

（一）计算题平衡常数计算题1【2019年全国卷】已知25℃时，气相反应2SO₂g+O₂g⇌2SO₃g的平衡常数Kc=

2.8×10⁴求

①Kp的值；

②若反应体系中SO₂、O₂、SO₃的平衡平衡浓度计算题2分压分别为

0.15atm、

0.30atm和

0.60atm，判断反应的进行方向解析

①Kp=KcRT^Δn，Δn=2-3=-1，【2020年全国卷】某温度下，反应N₂g+3H₂g⇌2NH₃g的Kc=

1.60×10⁻²Kp=Kc/RT=

2.8×10⁴/

0.082×298=

1.14×10³

②计算反应商在V=

1.0L的密闭容器中充入

0.50mol N₂和

1.50mol H₂，达到平衡时Q=

0.60²/[

0.15²×

0.30]=160，由于Q[NH₃]=

0.40mol/L计算

①平衡时[N₂]和[H₂]；

②该温度下的Kp值R=

0.082L·atm·mol⁻¹·K⁻¹，T=500K解析

①设平衡时转化的N₂为x mol，则[N₂]=

0.50-x，[H₂]=

1.50-3x，化学平衡移动计算题3[NH₃]=

0.40由NH₃生成量知2x=

0.40，x=

0.20所以[N₂]=

0.30mol/L，【2018年全国卷】25℃时，在

2.0L容器中混合

0.20mol CO和

0.20mol H₂O[H₂]=

0.90mol/L

②Kp=KcRT^Δn=

1.60×10⁻²×

0.082×500^-，发生反应COg+H₂Og⇌CO₂g+H₂g，达到平衡时转化率为α₁若在平2=

1.89×10⁻⁵衡状态下加入

1.0mol H₂，体系重新达到平衡时CO的转化率为α₂已知该反应的Kc=1，求α₁和α₂的值解析

①初始平衡设转化率为α₁，则[CO]=[H₂O]=

0.20-

0.20α₁/

2.0，[CO₂]=[H₂]=

0.20α₁/

2.0代入Kc=1得

0.20α₁/

2.0²/[

0.20-

0.20α₁/

2.0]²=1，解得α₁=

0.50

②新平衡设新转化率为α₂，则[CO]=

0.20-

0.20α₂/

2.0，[H₂O]=

0.20-

0.20α₁/

2.0，[CO₂]=

0.20α₂/

2.0，[H₂]=

0.20α₁+

1.0/

2.0代入Kc得α₂=

0.20高考真题解析

（二）概念题化学平衡基本概念题勒夏特列原理应用题平衡常数与温度关系题123【2017年全国卷】下列关于化学平衡的叙述中，正【2016年全国卷】一定温度下，在密闭容器中充入【2019年全国卷】在一定温度范围内，反应确的是（）A.平衡状态下化学反应停止进行B.平等物质的量的H₂和CO₂，发生反应N₂g+3H₂g⇌2NH₃g的平衡常数K随温度T的衡常数K与温度和浓度有关C.催化剂能改变平衡常H₂g+CO₂g⇌COg+H₂Og，达到平衡采取变化关系如图所示由图可知（）A.该反应吸热数K的大小D.静止的饱和NaCl溶液中存在动态平下列措施中，不能使平衡向正反应方向移动的是（B.温度升高时，NH₃的产率升高C.K值的单位为衡）A.增加容器体积B.向体系中通入惰性气体，使L²·mol⁻²D.K值仅与温度有关总压不变C.减少CO的量，使总物质的量不变D.解析A错，平衡状态是动态平衡，正逆反应仍在解析由图可知K随温度升高而减小，表明反应放加入催化剂进行；B错，K只与温度有关，与浓度无关；C错，热，A错；温度升高时平衡向逆反应方向移动，催化剂不改变K值；D对，饱和NaCl溶液中存在溶解析该反应气体分子数不变，增加容器体积（降NH₃产率降低，B错；K为平衡常数，无单位，C错解平衡，NaCl晶体不断溶解，同时Na⁺和Cl⁻又不低压力）不影响平衡，A错；通入惰性气体且总压；K值仅与温度有关，D对选D断结晶，维持动态平衡状态选D不变，各气体分压减小，不影响平衡，B错；减少CO量使反应向正方向移动，C对；催化剂不影响平衡位置，D对选D高考真题解析

（三）实验题化学平衡相关实验设计题实验数据分析题实验操作题【年全国卷】某研究小组拟探究温度对【年全国卷】实验测定乙酸电离常数【年全国卷】在下测定的20212018201725℃CaCO₃化学平衡的影响反应⇌时，配制乙酸溶液，用溶度积，需进行以下操作向蒸馏水中通N₂O₄g2NO₂g25℃

0.100mol/L pH

①（吸热）中，无色和棕色达到平衡计测得根据数据计算乙酸的电离入至饱和；加入过量固体，N₂O₄NO₂pH=

2.89CO₂

②CaCO₃后，气体混合物呈棕色请设计实验步骤常数振荡至平衡；过滤；用滴定法测Ka

③④EDTA定浓度请简述实验原理Ca²⁺解析⇌，由CH₃COOH CH₃COO⁻+H⁺解析实验步骤在试管中加入少量铜和得解析溶于水形成碳酸

①pH=

2.89[H⁺]=10⁻²·⁸⁹=

1.3×10⁻³mol/L

①CO₂浓硝酸，产生棕色气体；用橡皮塞塞设电离度为，则⇌；与NO₂

②αCO₂+H₂O H₂CO₃

②H₂CO₃CaCO₃紧试管（试管内建立⇌平衡）；，未电离的反应生成可溶性N₂O₄2NO₂α=

1.3×10⁻³/

0.100=

1.3×10⁻²CaHCO₃₂将试管放入冰水浴中，观察颜色变浅（温⇌；体系达

③[CH₃COOH]=

0.100-H₂CO₃+CaCO₃CaHCO₃₂

③度降低，平衡左移）；将试管放入热水浴到平衡后，通过过滤除去未溶解的；

④

1.3×10⁻³≈

0.100mol/L CaCO₃中，观察颜色加深（温度升高，平衡右移）用滴定测定溶液中浓度；Ka=[H⁺][CH₃COO⁻]/[CH₃COOH]=

1.3×10

④EDTA Ca²⁺

⑤注意通过气体颜色深浅变化判断平衡移动根据平衡关系计算的溶度积⁻³²/

0.100=

1.7×10⁻⁵CaCO₃方向Ksp=[Ca²⁺][CO₃²⁻]高考真题解析

（四）综合题【2020年全国卷】反应2SO₂+O₂⇌2SO₃的平衡转化率和反应速率与温度、催化剂的关系如图所示回答下列问题1为什么图中450℃时平衡转化率较低而反应速率较高？2V₂O₅催化剂的作用是什么？3该反应的工业合成条件选择450℃、V₂O₅催化剂的理由是什么？解析1该反应为放热反应，450℃时温度较高，根据勒夏特列原理，平衡向吸热方向（逆反应方向）移动，平衡转化率降低；但温度升高会增大反应速率常数，使反应速率增加2V₂O₅催化剂提供了新的反应途径，降低了反应的活化能，加快了反应速率，缩短了达到平衡的时间，但不改变平衡组成3选择450℃、V₂O₅催化剂是综合考虑了热力学和动力学因素虽然低温有利于提高转化率，但反应速率太慢；高温反应速率快，但转化率低；在V₂O₅催化下，选择450℃温度是平衡转化率和反应速率的最佳折中点解题技巧平衡常数计算识别反应类型确定平衡表达式计算步骤与注意事项计算平衡常数前，首先要根据反应方程式和平衡类识别反应类型，确定是气型，写出正确的平衡常数实际计算平衡常数的步骤相反应、液相反应还是多表达式对于一般反应根据给定数据（如

①相反应对于气相反应，aA+bB⇌cC+dD，平衡浓度、初始浓度和转需明确是计算Kc还是KpKc=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]化率等）计算平衡状态下；对于多相反应，要注意^b，各组分的浓度或分压；固体和纯液体不写入平衡Kp=P_C^cP_D^d/P_

②将这些值代入平衡常常数表达式；对于弱电解A^aP_B^b注意幂指数表达式；

③计算得到K质电离、水解、溶解平衡数必须与化学方程式中的值注意事项保持单位等特殊类型，应熟悉其平计量数一致，且所有浓度一致性；正确处理计算中衡常数的特定表达式（如或分压必须为平衡值记的有效数字；对于多步反Ka、Kb、Kh、Ksp等）住Kp与Kc的转换关系应，利用K₁×K₂=K总的关Kp=KcRT^Δn系；对于逆反应，K逆正=1/K解题技巧平衡移动判断结果验证1用平衡常数检验判断结果分步判断2分别判断每种因素的影响理清因素3区分条件变化的具体影响运用原理4应用勒夏特列原理分析分析反应5确定反应类型和特征判断平衡移动需系统应用勒夏特列原理首先分析反应类型，确定是气相反应、液相反应还是多相反应，了解反应的焓变（吸热或放热）及气体分子数变化例如，对于N₂+3H₂⇌2NH₃，反应为放热反应，且气体分子数减少理清影响因素和具体条件主要考虑

①浓度变化增加反应物或减少产物，平衡向正方向移动；减少反应物或增加产物，平衡向逆方向移动

②压力变化对于气体分子数变化的反应，增加压力使平衡向气体分子数减少的方向移动

③温度变化升高温度使平衡向吸热方向移动

④催化剂不影响平衡位置对于复杂情况，采用分步判断法，先分析单一因素的影响，再综合考虑多因素作用必要时，可通过计算反应商Q与平衡常数K的关系验证判断结果QK，反应向逆方向进行记住，只有温度变化会改变K值，其他因素只改变平衡组成但不改变K值解题技巧平衡浓度计算建立方程组计算平衡浓度的核心是建立合适的方程组一般步骤包括

①确定反应方程式和平衡常数表达式；

②根据初始浓度和反应计量关系，建立平衡浓度表达式；

③利用平衡常数关系列方程；

④求解方程得到平衡浓度例如，对于A+B⇌C，若初始有[A]₀和[B]₀，设反应程度为x，则平衡时[A]=[A]₀-x，[B]=[B]₀-x，[C]=x，代入Kc表达式可得x值近似处理方法对于平衡常数很小的反应（如弱酸电离），可采用近似法简化计算如对于HA⇌H⁺+A⁻，若Ka很小，则[HA]≈[HA]₀，x≈[H⁺]=[A⁻]，Ka=x²/[HA]₀，解得x=√Ka·[HA]₀这种近似适用于Ka·c10⁻³的情况对于较复杂的情况，如考虑水电离、共同离子效应等，需要建立更完整的方程组，可能需要数值解法迭代计算法对于难以直接求解的复杂方程，可采用迭代法步骤

①根据问题做出合理假设得到初步解；

②将该解代回原方程检验；

③根据检验结果修正假设，重复计算直至达到所需精度例如，对于弱酸溶液，先忽略水电离得到[H⁺]初值，然后考虑水电离的影响修正[H⁺]，如此迭代直至符合要求这种方法适用于多重平衡或复杂平衡系统解题技巧实验题解答实验设计的要点数据处理与分析方法实验结论的得出解答化学平衡相关实验设计题的关键是理解实验实验数据处理通常涉及原始数据整理（记从实验数据得出结论时，应注意结论要基

①①原理并合理设计实验步骤要点包括明确录实验现象、测量值等）；数据转换（如根于实验数据和观察现象；应用相关理论（如

①②②实验目的（如研究特定因素对平衡的影响）；据计算）；计算目标参数（如电离常勒夏特列原理）解释实验结果；分析影响因pH[H⁺]

③③选择合适的反应体系（如有明显颜色变化或数、平衡常数等）；数据验证（检查结果的素对实验结果的影响；探讨可能的误差来源

②④④可测量的物理量）；设计对照实验和变量控合理性）对于测定溶度积的实验，可能需和改进方法；将结论与理论预期比较，解释

③Ksp

⑤制；确定观察或测量的方法；注意实验安要测量离子浓度、等，然后通过计算得到可能的差异例如，在研究因素对平衡的影响时

④⑤pH全和操作可行性例如，研究温度对建议使用表格整理数据，并注意有效数字，应明确说明观察到的现象、平衡移动方向以及Ksp⇌平衡的影响，可通过观察不同温的处理和单位的统一与理论预期的一致性N₂O₄2NO₂度下气体颜色的变化来判断平衡移动方向典型例题气相平衡例题解答在时，向密闭容器中充入和，发设平衡时转化的为，则根据反应方程式计量关系500℃

1.0L

0.5mol N₂

1.5mol H₂1N₂x molx=生反应⇌当达到平衡时，测得容器中含有所以平衡时N₂+3H₂2NH₃

0.2mol÷2=

0.1mol nN₂=

0.5-

0.1=

0.4mol

0.2mol NH₃nH₂=

1.5-3×

0.1=

1.2mol问题计算平衡时容器中、的物质的量平衡常数1N₂H₂2Kc=[NH₃]²/[N₂][H₂]³=

0.2/

1.0²/[

0.4/

1.0×

1.2/

1.0³]=

0.2²/

0.4×

1.728=计算该反应在此温度下的平衡常数2Kc

0.04/

0.6912=

0.0579若将容器体积减少到原来的一半，平衡将如何移动？计算新平3体积减小，压力增大，根据勒夏特列原理，平衡向气体分子数3衡时的物质的量NH₃减少的方向移动，即向正反应方向移动，的量增加设新平NH₃衡时的量为，则可列方程NH₃y mol...典型例题液相平衡物质初始浓度mol/L变化量mol/L平衡浓度mol/LCH₃COOH

0.100-x

0.100-xCH₃COO⁻0+x xH⁺0+x x例题在25℃时，

0.100mol/L的乙酸溶液中，测得pH=

2.891计算乙酸的电离度α2计算乙酸的电离常数Ka3若向该溶液中加入少量乙酸钠，pH值将如何变化？解释原因解答1根据pH=

2.89，计算[H⁺]=10⁻²·⁸⁹=

1.29×10⁻³mol/L由于CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺，故[H⁺]=[CH₃COO⁻]=x=

1.29×10⁻³mol/L电离度α=x/c=

1.29×10⁻³/

0.100=

0.0129，即

1.29%2电离常数Ka=[H⁺][CH₃COO⁻]/[CH₃COOH]=x²/c-x=

1.29×10⁻³²/

0.100-

1.29×10⁻³≈

1.29×10⁻³²/

0.100=

1.66×10⁻⁵3加入乙酸钠后，溶液中CH₃COO⁻浓度增加，根据勒夏特列原理，平衡向左移动，抑制乙酸电离，使[H⁺]减少，pH升高这就是共同离子效应典型例题固液相平衡pH CaCO₃溶解度mol/L例题25℃时，某难溶电解质CaCO₃的溶度积常数Ksp=

4.8×10⁻⁹1计算纯水中CaCO₃的溶解度2分析pH对CaCO₃溶解度的影响，并解释上图所示关系3计算

0.010mol/L CaCl₂溶液中CaCO₃的溶解度解答1CaCO₃s⇌Ca²⁺aq+CO₃²⁻aq，设溶解度为s mol/L，则[Ca²⁺]=[CO₃²⁻]=s代入Ksp表达式Ksp=[Ca²⁺][CO₃²⁻]=s²=

4.8×10⁻⁹解得s=√

4.8×10⁻⁹=

6.9×10⁻⁵mol/L2随着pH降低（H⁺增加），CO₃²⁻与H⁺反应生成HCO₃⁻和H₂CO₃，减少了CO₃²⁻浓度根据勒夏特列原理，平衡向右移动，更多CaCO₃溶解，溶解度增大图中显示pH从

9.0降至

5.0，溶解度增加了约60倍，验证了这一关系3在CaCl₂溶液中，由于共同离子Ca²⁺的存在，CaCO₃的溶解度将降低...典型例题复杂平衡多重平衡的处理竞争平衡的分析连续平衡的计算例题时，溶液的例题若向饱和溶液中加入过量，例题计算时，在水中的溶解度及溶25℃

0.010mol/L NH₄CN pHAgCl NH₃25℃CO₂值是多少？（已知的，溶解度如何变化？（液的（已知⇌HCN Ka=

4.9×10⁻¹⁰NH₃AgCl pHCO₂g+H₂Ol的），，；⇌Kb=

1.8×10⁻⁵KspAgCl=

1.8×10⁻¹⁰H₂CO₃aq Kh=

3.4×10⁻²H₂CO₃H⁺+），）β₂[AgNH₃₂⁺]=

1.7×10⁷HCO₃⁻Ka₁=

4.3×10⁻⁷解析在水中电离为和，然后NH₄CN NH₄⁺CN⁻NH₄⁺和CN⁻发生水解解析AgCl饱和溶液中存在平衡AgCls⇌解析这涉及CO₂溶解和H₂CO₃电离的连续平，衡设溶解度为，则Ag⁺aq+Cl⁻aq smol/L⇌，NH₄⁺+H₂O NH₃+H₃O⁺电离Ksp=[Ag⁺][Cl⁻]=

1.8×10⁻¹⁰[H₂CO₃]=s·Kh=

3.4×10⁻²s H₂CO₃Kh₁=Kw/Kb=10⁻¹⁴/

1.8×10⁻⁵=

5.6×10⁻¹⁰加入NH₃后，Ag⁺与NH₃形成络合物Ag⁺+[H⁺]²=Ka₁·[H₂CO₃]=

4.3×10⁻⁷×

3.4×10⁻²s⇌，2NH₃[AgNH₃₂]⁺⇌，CN⁻+H₂O HCN+OH⁻解得和，计算s[H⁺]pH≈

5.7β₂=[[AgNH₃₂]⁺]/[Ag⁺][NH₃]²=

1.7×10⁷Kh₂=Kw/Ka=10⁻¹⁴/

4.9×10⁻¹⁰=

2.0×10⁻⁵这导致溶液中浓度降低，根据勒夏特列原理Ag⁺由于，的水解程度远大于Kh₂Kh₁CN⁻NH₄⁺，第一个平衡向右移动，更多溶解计算AgCl，溶液显碱性设水解度为，则，解x[OH⁻]=x表明，溶解度将显著增加得，故，x=

4.5×10⁻⁴pOH=

3.35pH=

10.65化学平衡与热化学

018.4化学平衡热力学范特霍夫方程平衡常数K与标准吉布斯自由能变ΔG°有关系ΔG°=-RTlnK范特霍夫方程描述了平衡常数K与温度T的定量关系对于放热反应ΔH0，K随温度升高而减小；对于吸热反应dlnK/dT=ΔH°/RT²对于恒定的ΔH°，积分后得ΔH0，K随温度升高而增大lnK₂/K₁=-ΔH°/R1/T₂-1/T₁250温度影响预测根据ΔH和实际温度范围，可预测温度变化对平衡的影响程度例如，在高温冶金反应中，温度升高可显著增加吸热还原反应的平衡常数，提高金属产率化学反应的热效应与平衡之间存在密切关系热化学方程记录的ΔH°（标准反应焓变）是预测温度对平衡影响的重要依据根据勒夏特列原理，对放热反应ΔH0，温度升高使平衡向吸热方向（逆反应）移动，K值减小；对吸热反应ΔH0，温度升高使平衡向吸热方向（正反应）移动，K值增大范特霍夫方程是描述平衡常数与温度关系的重要公式，从热力学上解释了温度对平衡的影响例如，对于合成氨反应N₂+3H₂⇌2NH₃，ΔH°=-

92.4kJ/mol，当温度从300K升至500K时，平衡常数K减小约10^6倍，这就解释了为什么工业合成氨需要在较低温度下进行在实际应用中，需综合考虑热力学（平衡产率）和动力学（反应速率）因素高温有利于反应速率但可能不利于平衡产率（对放热反应）工业生产中常寻求温度的最佳平衡点，如合成氨工业选择400-500℃的中低温条件另外，对于放热反应，反应过程中释放热量可能导致温度升高，进而影响平衡，需考虑冷却措施化学平衡与电化学原电池中的化学平衡电解池中的化学平衡原电池运行涉及多个平衡过程

①电极表电解是通过外加电场使化学反应逆平衡方向面的氧化还原平衡，如Zn²⁺+2e⁻⇌Zn；进行的过程在电解池中，当外加电压恰好

②溶液中可能的配位平衡、酸碱平衡等等于电极间的平衡电势差时，电极反应达到电极电势取决于电极反应的平衡常数，由能平衡，无净电流通过当外加电压超过这一斯特方程描述E=E°-RT/nFln[还原态平衡值时，电解开始进行电解过程中，阴]/[氧化态]当原电池达到平衡（电动势为极发生还原反应，阳极发生氧化反应，这些零）时，整个电池反应达到化学平衡原电反应受到电极电势、溶液组成、温度等因素池可视为将化学能转化为电能的装置，其最影响，都可以用化学平衡原理解释大功为ΔG=-nFE能斯特方程的应用能斯特方程是电化学与化学平衡理论的重要联系该方程E=E°-RT/nFln[还原态]/[氧化态]可用于

①计算非标准状态下的电极电势；

②预测溶液成分变化对电池电动势的影响；

③确定平衡常数（K=exp[nFE°/RT]）；

④设计具有特定电势的电极例如，氢电极电势受pH影响，每升高一个pH单位，电势降低

0.059V（25℃），这可用于pH测量化学平衡与催化作用催化剂对平衡的影响催化剂通过提供新的反应路径降低反应的活化能，从而加快反应速率根据化学平衡原理，催化剂同时加快正反应和逆反应的速率，不改变平衡常数K的值，也不改变平衡组成这意味着催化剂不能提高反应的最终产率，只能加速达到平衡的速度例如，在N₂+3H₂⇌2NH₃反应中，铁催化剂不会改变NH₃的平衡浓度催化平衡的动力学分析从动力学角度看，催化剂使正反应速率v₁=k₁[A][B]和逆反应速率v₂=k₂[C][D]同时增大，但不改变k₁/k₂的比值（即K）催化剂的作用原理是降低反应的活化能（Ea），根据阿伦尼乌斯方程k=A·e^-Ea/RT，活化能降低使速率常数k增大，反应变快，从而缩短达到平衡所需的时间工业催化过程中的平衡控制在工业生产中，催化剂与反应条件（温度、压力等）的选择密切相关由于工业生产追求高效率，需要在合理的时间内达到较高的转化率合适的催化剂可以使反应在较低温度下仍具有适当的速率，这对于放热反应（如合成氨）尤为重要，因为低温有利于提高平衡产率工业上还常采用多级催化和冷却相结合的工艺，以获得更高的总转化率化学平衡与分离技术萃取过程中的平衡离子交换中的平衡色谱分离的平衡原理萃取是基于物质在两种互不相溶的溶剂中离子交换基于可交换离子在固相离子交换色谱分离技术是基于混合物中各组分在流分配系数不同而实现分离的技术其核心剂和液相间的动态平衡例如，型阳动相和固定相之间的分配平衡差异实现分Na是分配平衡溶质在两相中的浓度比为离子交换树脂与含的水接触时离的方法对于每种组分，都存在分配系A R-Na Ca²⁺常数，即有机相水相分配发生交换⇌数固定相流动相组分的保留时间K K=[A]/[A]2R-Na+Ca²⁺R₂-Ca+K=C/C系数取决于温度、溶剂性质和溶质特性交换平衡常数反映了不同离子对与其分配系数直接相关，越大，与固定K2Na⁺K K为了提高萃取效率，常采用多次萃取或交换剂的亲和力利用离子交换可实现水相的相互作用越强，保留时间越长通过连续萃取在某些情况下，通过调节软化、稀土元素分离等通过选择特定的选择适当的固定相和流动相组成、温度等pH或加入络合剂改变分配平衡，可以提高目洗脱液组成和流速，可以优化离子交换的条件，可以优化分离效果高效液相色谱标物质的萃取选择性分离效果和气相色谱是现代分析中重HPLC GC要的分离技术化学平衡与材料科学半导体材料中的平衡半导体材料中存在多种平衡过程，如电子空穴-对的产生与复合平衡、掺杂原子的电离平衡等这些平衡决定了半导体的导电特性例如，n金属腐蚀的平衡过程型半导体中，电子浓度和空穴浓度满足平衡n p2关系，其中为本征载流子浓度温金属腐蚀是一种电化学平衡过程，涉及多个平np=n_i²n_i度升高会增加，影响器件性能衡反应以铁腐蚀为例阳极反应n_i，阴极反应1Fe→Fe²⁺+2e⁻新能源材料中的平衡应用腐蚀速率受氧浓度O₂+2H₂O+4e⁻→4OH⁻、值、电解质浓度等影响防腐措施如阴pH锂离子电池中，锂离子在正极材料和电解液之极保护、添加缓蚀剂等，都是通过改变平衡条间存在嵌入脱嵌平衡-件来减缓腐蚀过程⇌电池充放电过Li₁₋ₓCoO₂+xLi⁺+xe⁻LiCoO₂3程即是这一平衡的移动燃料电池中，氢氧化学能转化为电能的过程也涉及多重平衡了解这些平衡对设计高效、稳定的新能源材料至关重要化学平衡与生命科学酶催化反应的平衡药物代谢中的平衡12酶是生物体内的催化剂，能显著加速生药物在体内经历吸收、分布、代谢和排化反应但不改变其平衡常数酶催化反泄ADME过程，每个阶段都涉及多种平应通常遵循米氏方程v=衡例如，药物在血浆蛋白上的结合与v_max[S]/K_m+[S]，其中v是反应速解离平衡影响其有效浓度；药物经肝脏率，[S]是底物浓度，K_m是米氏常数细胞色素P450系统代谢的速率与平衡常酶与底物结合形成酶-底物复合物，这一数相关；药物及其代谢物在不同组织间过程本身也是一种平衡的分配也受分配平衡控制了解这些平E+S⇌ES→E+P酶催化的可逆反应最衡对药物设计和个体化给药方案的制定终会达到动态平衡状态，这对于维持生具有重要意义命体内的稳态至关重要体内平衡调节3pH人体内各种体液的pH值必须维持在狭窄的范围内才能保证正常生理功能血液的pH通常在

7.35-

7.45之间，主要通过碳酸氢盐缓冲系统H₂CO₃/HCO₃⁻维持当摄入酸性或碱性物质时，体内的缓冲系统、呼吸调节和肾脏调节共同作用，使血液pH保持相对稳定酸碱失衡可导致严重的健康问题，如酸中毒或碱中毒这些调节机制都是基于化学平衡原理，特别是缓冲溶液的平衡原理化学平衡与地球科学大气中的化学平衡海洋中的碳酸盐平衡岩石风化的平衡过程大气中存在多种化学平衡过程，对地球环境和气候海洋是地球上最大的碳库，海水中存在复杂的碳酸岩石风化是地球表面重要的地质过程，涉及多种化至关重要例如，臭氧层中O₃的生成与分解平衡盐平衡系统学平衡以硅酸盐矿物的化学风化为例，长石与酸O₂+O⇌O₃，这一平衡受太阳辐射和污染物的影响CO₂aq+H₂O⇌H₂CO₃⇌H⁺+HCO₃⁻⇌2H⁺+CO₃²性雨水反应大气中CO₂与海洋的平衡CO₂g⇌CO₂aq控⁻这一平衡影响海水的pH值和对大气CO₂的吸收2KAlSi₃O₈+2H⁺+H₂O→Al₂Si₂O₅OH₄+4SiO₂+2制着大气CO₂浓度氮循环中的硝化和反硝化过程能力随着大气CO₂浓度增加，更多CO₂溶解于海K⁺这些反应受温度、水分、pH值等因素影响，形也是重要的平衡反应人类活动（如化石燃料燃烧水，导致海洋酸化（pH值降低）这进一步影响海成不同的风化产物岩石风化不仅塑造地表地形，）导致的CO₂增加已经打破了原有的碳平衡，造成洋生物，特别是那些依赖碳酸钙形成外壳或骨骼的也是重要的碱度来源，通过消耗CO₂和释放阳离子全球气候变化生物，如珊瑚、贝类等同时，碳酸盐岩的溶解-沉影响全球碳循环风化过程中释放的营养元素（如淀平衡也是地质碳循环的重要组成部分Ca²⁺、Mg²⁺、K⁺等）对土壤形成和植物生长至关重要前沿研究化学平衡的新进展纳米尺度下的化学平衡1纳米材料的高比表面积和特殊表面性质导致其平衡行为与宏观体相材料有显著差异例如，纳米粒子的溶解平衡常数通常大于相应体相材料，这可以用Kelvin方程解释纳米尺度下的平衡研究对催化、医药、材料科学等领域具有重要意义近年来，原位表征技术（如原位电子显微镜、原位X射线衍射等）的发展使对纳米材料表面动态平衡过程的研究成为可能非平衡态热力学的应用2传统化学平衡理论关注封闭系统的最终平衡状态，而非平衡态热力学研究开放系统中远离平衡的动态行为普利高津的耗散结构理论表明，在远离平衡的条件下，系统可能出现自组织现象，形成有序结构这一理论已应用于解释生命系统的自组织、化学振荡反应（如B-Z反应）等现象非平衡态化学在生物能量转换、材料自组装、催化反应的选择性控制等方面有重要应用计算化学在平衡研究中的应用3随着计算能力的提升和算法的改进，计算化学已成为研究化学平衡的强大工具密度泛函理论DFT可计算反应的能量变化和活化能，从而预测平衡常数；分子动力学模拟可揭示平衡建立过程中的微观机制；机器学习方法能从大量实验数据中提取规律，预测复杂体系的平衡行为这些计算方法与实验手段相结合，极大地加速了材料设计和催化剂开发过程，为理解复杂化学和生物系统中的平衡现象提供了新视角高考复习策略化学平衡知识点梳理方法典型题型分类与训练解题思路的形成与应用有效梳理化学平衡知识点的方化学平衡的典型题型包括

①法包括

①绘制思维导图，将平衡常数计算题（基于平衡浓形成系统解题思路的步骤

①平衡常数、平衡移动、计算方度或初始浓度与转化率）；

②审题，明确问题类型和已知条法等主要概念连接起来；

②制平衡移动判断题（基于勒夏特件；

②分析，确定适用的平衡作知识点表格，按不同类型平列原理）；

③平衡浓度计算题原理和方程；

③建模，列出适衡（气相、液相、溶解、电离（含pH计算）；

④溶解度计当的数学关系；

④求解，注意等）分类整理；

③归纳共性原算题（含共同离子效应、pH影计算的合理性；

⑤检验，验证理，如勒夏特列原理适用于所响等）；

⑤综合应用题（如工结果是否符合化学常识和题意有平衡体系；

④建立知识点联业过程优化）针对每种题型对于计算题，要掌握设未系，如平衡移动与计算的关系，应先掌握基本解题思路和方知量→列方程→解方程的一梳理过程中要理解概念而非法，然后从基础题到难题逐步般流程；对于概念题，要学会死记硬背，注意原理与应用的训练，注意总结解题模板和常基于原理分析各条件对平衡的联系见陷阱影响通过大量练习，将这些思路内化为直觉，提高解题速度和准确率实验技能化学平衡平衡常数的测定实验是理解化学平衡的重要实践活动以气相反应N₂O₄g⇌2NO₂g为例，可通过测量特定温度下平衡混合物的密度计算组成，从而求出Kc另一常见实验是测定弱电解质的电离常数，如乙酸的Ka，通过测量不同浓度乙酸溶液的pH值，利用电离平衡关系计算Ka实验中需注意温度控制、浓度准确配制和pH计校准等因素pH缓冲溶液的配制是化学实验中的基本技能常见的缓冲系统包括乙酸-乙酸钠、磷酸盐和碳酸氢盐等配制方法通常有两种

①混合弱酸和其共轭碱的盐（如混合CH₃COOH和CH₃COONa）；

②部分中和弱酸或弱碱（如向CH₃COOH中加入计量的NaOH）缓冲溶液的pH可用亨德森-哈塞尔巴赫方程计算pH=pKa+lg[盐]/[酸]实验中要测试缓冲溶液的pH稳定性，观察加入少量强酸或强碱对pH的影响溶度积常数的测定可通过多种方法进行，如直接法（测量饱和溶液中离子浓度）和间接法（如电导法）以AgCl为例，可先制备AgCl沉淀，充分洗涤后制成饱和溶液，然后用原子吸收分光光度法测定Ag⁺浓度，或用硝酸银滴定法测定Cl⁻浓度，最后计算Ksp=[Ag⁺][Cl⁻]实验中需控制温度恒定，并考虑可能的干扰因素，如络合反应、共同离子效应等总结化学平衡的核心概念平衡的定量计算掌握平衡浓度、转化率等计算方法1勒夏特列原理2理解平衡移动的规律和应用平衡常数3掌握平衡常数的表达式和意义化学平衡理论的核心是平衡常数的概念平衡常数K定量描述了平衡状态下产物与反应物浓度的关系，反映了反应进行的程度K值大小表明反应的趋势K≫1表示反应趋向于生成产物，K≪1表示反应趋向于生成反应物平衡常数只与温度有关，与初始浓度、压力等因素无关不同类型的平衡有特定形式的平衡常数，如Kc、Kp、Ka、Kb、Ksp等，它们之间存在明确的换算关系勒夏特列原理是分析平衡移动的重要工具该原理指出，当平衡系统受到外界条件变化的干扰时，系统将朝着减弱这种干扰的方向移动，建立新的平衡具体表现为

①浓度变化增加某组分，平衡向消耗该组分的方向移动；

②压力变化对于气相反应，增加压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；

③温度变化升高温度，平衡向吸热方向移动；

④催化剂不影响平衡位置，只加快达到平衡的速度平衡的定量计算是综合应用平衡理论解决实际问题的重要方法主要包括

①已知初始浓度和平衡常数，计算平衡浓度或转化率；

②已知部分平衡浓度和平衡常数，计算其他组分的平衡浓度；

③已知平衡浓度，计算平衡常数；

④计算平衡移动后的新浓度解题时通常建立反应进度表，设未知量x，利用反应计量关系和平衡常数表达式列方程求解对于多重平衡，需分析主要平衡和次要平衡，合理简化计算过程结语化学平衡在科学研究与日常生活中的重要性化学平衡思想的普适性学习化学平衡的意义未来学习与研究的展望123化学平衡理论不仅适用于化学反应，还广泛学习化学平衡不仅是为了应对高考，更是培化学平衡理论仍在不断发展和完善未来的应用于物理、生物、地质、环境等领域平养科学思维和解决实际问题能力的过程通研究方向包括

①非平衡态系统的研究；衡与非平衡的概念帮助我们理解自然界的多过化学平衡的学习，我们能够

①理解自然

②纳米尺度下的平衡行为；

③复杂生物系种现象，从地球生态系统的稳定到生物体内界中的动态平衡现象；

②掌握分析复杂系统统中的多重平衡；

④计算化学在平衡预测中的稳态调节，从材料的合成到环境污染的控的方法；

③培养定量思维和数学建模能力；的应用；

⑤新能源和环境修复中的平衡调控制，都能看到化学平衡原理的身影平衡思

④建立微观与宏观联系的意识这些能力和作为学生，应保持对科学的好奇心，关注想是一种重要的科学思维方式，教导我们辩素养对于未来学习工程、医学、环境科学等学科前沿，并将化学平衡的思想方法应用到证地看待各种变化过程，理解自然界变化中专业，以及理解和解决实际生活中的问题都更广阔的领域，为未来的学习和研究打下坚的守恒与平衡有重要价值实基础。