专题 9 四大平衡必背知识手册 考点 1 化学反应速率和化学平衡 一、外界条件对化学反应速率的影响 1．总体规律：条件越高，速率（v 正和 v 逆）越快 （1）温度：升高温度，瞬间 v 正和 v 逆均增大 或 （2）压强：增大压强，气体物质的浓度均增大，瞬间 v 正和 v 逆均增大 或 （3）浓度 ① 增大反应物浓度，瞬间 v 正增大，v 逆不变 ② 增大生成物浓度，瞬间 v 正不变，v 逆增大 或 （4）催化剂：能够同等程度改变正逆反应速率 2．特殊情况 （1）温度 ① 催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢 ② 有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢 （2）压强 ① 改变非气体反应的压强，反应速率不变 ② 改变等体反应的压强，v 正和 v 逆变化幅度相同 （3）浓度 ① 改变固体或纯液体的用量，反应速率不变 ② 加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快 二、化学平衡的标志 1．速率标志：不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比 2．宏观标志：某些量开始变化，后来不变 m气体 m总 － m固或液 V 气体 （1）混合气体的密度：ρ＝ V 气体 ＝ m气体 m总 － m固或液 n气体 （2）混合气体的平均摩尔质量： M ＝ n 气体 ＝ （3）气体状态方程：PV＝nRT （4）特殊情形 ① 绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态 ② 可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态 3．限度标志 （1）反应物的转化率最大，百分含量最小 （2）生成物的产率最大，百分含量最大 （3）图像获取 ① 前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物 ② 过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像 （4）图像解读 ① 极限点：刚好达到平衡 ② 极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大 ③ 极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变 三、外界条件对化学平衡移动的影响 1．正常情况下的平衡移动 （1）温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动 （2）浓度：增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动 （3）压强：增大气体反应压强，平衡向气体体积减小的方向移动 2．特殊情况下的平衡移动 （1）向容器中通入无关气体 ① 恒容容器：压强增大，浓度不变，速率不变，平衡不移动 ② 恒压容器：体积增大，浓度减小，速率减慢，平衡向气体体积增大的方向移动 （2）同倍数改变反应物和生成物浓度 ① 恒温恒容：相当于改变压强 ② 恒温恒压：瞬间各组分的浓度不变，平衡不移动 （3）不同倍数改变反应物和生成物浓度 ①Q＜K：平衡正向移动，v 正＞v 逆 ②Q＝K：平衡不移动，v 正＝v 逆 ③Q＞K：平衡逆向移动，v 正＜v 逆 （4）加水稀释：平衡向可溶性微粒系数和增大的方向移动 ①A（aq）+B（aq） C（aq）+D（aq）：不移动 ②A（aq）+H2O（l） C（aq）+D（aq）：正向移动 ③A（aq）+B（aq） C（aq）+H2O（l）：逆向移动 3．体积变化对平衡移动的影响 （1）视体积变化为压强变化 ① 增大体积，相当于减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动 ② 减小体积，相当于增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动 （2）比较瞬间浓度与所给浓度的相对大小，确定平衡移动方向 （3）利用压强对平衡移动的影响，判断系数的关系，确定物质的状态 （4）xA（g）+yB（s） zC（g）平衡时 c（A）＝0.5mol·L－1，体积加倍，c（A）＝0.3mol·L－1。 ① 平衡向逆反应方向移动 ②x、y、z 的关系是 x＞z 4．特殊情况下转化率和百分含量的变化 （1）恒温下浓度变化对转化率和百分含量的影响 ① 恒容：同倍数增大反应物或产物浓度，相当于增大压强 ② 恒压：同倍数增大反应物或产物浓度，平衡不移动 ③ 反应物多种，加谁谁的转化率变小，其余的变大 （2）投料比对转化率和百分含量的影响 mA（g）+nB（g） pC（g）+qD（g） ① 反应物转化率相等的条件：投料比＝化学计量数比 ② 生成物含量最大的条件：投料比＝化学计量数比 5．容器类型对转化率和百分含量的影响 （1）起始量完全相同，非等体反应 ① 反应物的转化率：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器 ② 产物的百分含量：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器 （2）起始量完全相同，等体反应 ① 反应物的转化率：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器 ② 产物的百分含量：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器 四、勒夏特列原理及其应用 1．原理：改变影响平衡移动的一个条件，平衡向减弱该条件方向移动 2．应用范围 （1）必须存在平衡 （2）必须有平衡移动，且实际移动方向符合理论移动方向 3．“加的多，剩的更多”原理 （1）增大 X 的浓度，新平衡时 c（X）一定比原平衡时的大 （2）增大压强，新平衡时 P 一定比原平衡时的大 （3）升高温度，新平衡时 T 一定比原平衡时的大 4．“单一气体型”及其逆反应的特殊性 （1）反应形式：A（s） xB（s）+yC（g） （2）改变压强、浓度，平衡移动，新平衡时 P、c 不变 五、化学平衡常数 1．浓度平衡常数 a A（g）+b B（g） c C（g）+d D（g） ［C］c  ［D］d a ［B］b （1）平衡常数表达式：K＝［A］  ① 平衡量必须为平衡时的浓度 ② 等体反应：可以用平衡时的物质的量代替平衡时的浓度 （2）温度、平衡移动方向和平衡常数的关系 ① 升高温度，放热反应的平衡常数减小 ② 升高温度，吸热反应的平衡常数增大 （3）应用 ① 判断可逆反应进行的程度：K 越大，反应进行的程度越大 ② 判断反应物转化率的大小：相同条件下，K 越大，反应物转化率越大 2．浓度熵 c d c（ C）c（ D） a b （1）表达式：Q＝ c（A）c（B） （2）意义：Q 越大，反应逆向进行的程度越大 （3）应用：判断反应是否达到平衡或反应进行的方向 ①Q＞K，反应逆向进行，v 正＜v 逆 ②Q＝K，反应达到平衡状态，v 正＝v 逆 ③Q＜K，反应正向进行，v 正＞v 逆 3．压强平衡常数 c d p（ C） p（ D） a b （1）平衡常数表达式：Kp＝ p（A） p（B） （2）分压定律 ① 总压：P＝P1+P2+P3+… ② 分压＝总压×物质的量分数：Pi＝P×xi 4．平衡常数与书写方式的关系 （1）正逆反应平衡常数的关系是：K 正·K 逆＝1 （2）化学计量数变成 n 倍，平衡常数变为 n 次方倍 （3）反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△ H1+△H2，K3＝K1·K2 K1 K2 （4）反应③＝反应①－反应②，则：△H ＝△ H －△ H ，K ＝ 3 1 2 3 K1a 1 1 1 （5）反应③＝a×反应①－ b 反应②，则：△H3＝a△H1－ b △ H2，K3＝ K 2 b 六、速率常数和平衡常数的关系 1．基元反应：a A（g）+b B（g） c C（g）+d D（g） 2．速率方程 （1）抽象化：笼统的正逆反应速率 ①v 正＝k 正·ca（A）·cb（B）、v 逆＝k 逆·cc（C）·cd（D） ②v 正＝k 正·pa（A）·pb（B）、v 逆＝k 逆·pc（C）·pd（D） （2）具体化：以具体物质表示的正逆反应速率 ①vA 正＝k 正·ca（A）·cb（B）、vC 逆＝k 逆·cc（C）·cd（D） ②vA 正＝k 正·pa（A）·pb（B）、vC 逆＝k 逆·pc（C）·pd（D） 3．平衡常数 k正 k逆 k正 k逆 （1）抽象化：平衡条件 v 正＝ v 逆，① ＝Kc；② ＝Kp v A正 k k正 正 a a a v C逆 k逆 k逆 c c （2）具体化：平衡条件 ＝ ，① ＝ Kc；② ＝ c Kp 七、等效平衡 1．含义 2．解题方法：极端假设法 （1）按照系数将新加入的原料的量全部换算成起始时反应物或生成物的量 （2）将换算量与原配比量相比较（相等或成比例） 3．全等平衡 （1）平衡条件：起始量相等 （2）平衡特征 ① 直接判据：某组分的质量、物质的量不变 ② 间接判据：恒温恒容下，物质的量浓度不变 ③ 绝对判据：恒温恒容下，非等体反应均为全等平衡 4．相似平衡 （1）平衡条件：起始量成比例 （2）平衡特征：某组分的百分含量保持不变 ① 恒温恒容：等体反应 ② 恒温恒压：任意特征气体反应 （3）平衡时某组分的量 ① 等体反应：A（g）+B（g） 2C（g） nC平 nC平 ψ（C）＝ n A起 +n B起 +nC起 ＝ n总平 ② 非等体反应：2A（g）+B（g） 2C（g） n（A）∶n（B）∶n（C）＝nA 起∶nB 起∶nC 平 4．按化学计量数比混合的等效平衡的特殊性 （1）正反应和逆反应的转化率的关系：  正+  逆＝1 （2）正反应和逆反应热量的关系 起始物质的量 ①Q 正+Q 逆＝k×|△H |（k＝ 相应的计量数 Q正 ＝系数的倍数） Q正 ② 正反应的转化率：  正＝ Q 正 +Q 逆 ＝ k×｜△ H ｜ Q逆 Q逆 ③ 逆反应的转化率：  ＝ Q 正+Q 逆 ＝ k×｜△ H ｜ 逆 （3）由于起始加入的量及物质不同，反应的程度也不同，所以转化率和热量不一定相等。 考点 2 电解质溶液中的离子平衡 一、强电解质和弱电解质 1．常见强电解质 （1）强酸 ① 无氧酸：HCl、HBr、HI ② 含氧酸：H2SO4、HNO3、HClO4 （2）强碱 ① 一元碱：KOH、NaOH ② 二元碱：Ca（ OH） 2、Ba（ OH） 2 ③ 有机碱：［ Ag（ NH3） 2］ OH （3）大多数盐：Fe(SCN)3 除外 （4）金属氧化物：如 Na2O、Al2O3 等（熔融态电离） 2．常见弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水 3．电解质溶液的特点 （1）强电解质：不含溶质分子，含溶剂分子 （2）弱电解质：溶质分子和溶质离子共存 4．弱电解质的判断（以弱酸 HA 为例） （1）电离方面：不能完全电离，存在电离平衡 ①10－nmol/L 的 HA 溶液 pH≠n ② 同浓度的 HA 和 HCl 溶液，导电性 HCl 的弱 ③ 同浓度的 HA 和 HCl 溶液与 B 反应，HA 速率慢 ④ 同 pH 的 HA 和 HCl 溶液与 B 反应，HCl 速率慢 ⑤ 同体积同 pH 的 HA 和 HCl 溶液与足量 B 反应，HA 消耗的 B 多，产生的产物多 ⑥pH＝1 的 HA 与 pH＝13 的强碱等体积混合，溶液呈酸性 ⑦ 盐酸与锌反应，加入少量 NaA 固体反应速率减慢 ⑧ 同 pH 的 HA 和 HCl 溶液加入相应钠盐，HA 的 pH 增大 （2）水解方面：电解质越弱，对应离子的水解能力越强