高二化學(xué)等效平衡總結(jié)

1、高考化學(xué)等效平衡解題技巧 河南宏力學(xué)校張朝利 一、概念一、概念 在一定條件（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，同一可逆反應(yīng)體系，不管是從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng) 開始，在達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)時(shí)，任何相同組分的含量（體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)等）均相同，這樣的化學(xué) 平衡互稱等效平衡（包括“相同的平衡狀態(tài)”）。 概念的理解： （1）外界條件相同：通常可以是恒溫、恒容，恒溫、恒壓。 （2）“等效平衡”與“完全相同的平衡狀態(tài)”不同：“完全相同的平衡狀態(tài)” 是指在達(dá)到平衡狀 態(tài)時(shí)，任何組分的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)（或體積分?jǐn)?shù)）對應(yīng)相等，并且反應(yīng)的速率等也相同，但各組分的物質(zhì)的 量、濃度可能不同。而“等效平衡”只要求平衡混合物中各組

2、分的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)（或體積分?jǐn)?shù)）對應(yīng)相同， 反應(yīng)的速率、壓強(qiáng)等可以不同。 （3）平衡狀態(tài)只與始態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)，（如：無論反應(yīng)從正反應(yīng)方向開始，還是從逆反應(yīng) 方向開始投料是一次還是分成幾次反應(yīng)容器經(jīng)過擴(kuò)大縮小或縮小擴(kuò)大的過程，）只要起始濃度相 當(dāng)，就達(dá)到相同的平衡狀態(tài)。 二、等效平衡的分類二、等效平衡的分類 在等效平衡中比較常見并且重要的類型主要有以下三種： I I 類：恒溫恒容下類：恒溫恒容下對于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的反應(yīng)來說（即V0 的體系）：等價(jià)轉(zhuǎn)化后， 對應(yīng)各物質(zhì)起始投料的物質(zhì)的量物質(zhì)的量與原平衡起始態(tài)相同相同。 IIII 類：恒溫恒容下類：恒溫恒容下對于反應(yīng)前后氣體體積沒有變化

3、的反應(yīng)來說（即V=0 的體系）：等價(jià)轉(zhuǎn)化后， 只要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例物質(zhì)的量的比例與原平衡起始態(tài)相同，兩平衡等效。 IIIIII 類：恒溫恒壓下類：恒溫恒壓下對于氣體體系等效轉(zhuǎn)化后，只要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例物質(zhì)的量的比例與原平衡 起始態(tài)相同，兩平衡等效。 解題的關(guān)鍵，讀題時(shí)注意勾畫出這些條件，讀題時(shí)注意勾畫出這些條件，分清類別，用相應(yīng)的方法求解。我們常采用“等價(jià)轉(zhuǎn)換” 的方法，分析和解決等效平衡問題 三、例題解析三、例題解析 I I 類：類： 在恒溫恒容下恒溫恒容下，對于化學(xué)反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應(yīng)，只改變起始加入物質(zhì)的物 質(zhì)的量，如果通過可逆反應(yīng)的化學(xué)

4、計(jì)量數(shù)之比換算成化學(xué)方程式的同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同， 則兩平衡等效。 例 1：在一定溫度下，把 2 mol SO2和 1 mol O2通入一定容積的密閉容器中，發(fā)生如下反應(yīng)， ，當(dāng)此反應(yīng)進(jìn)行到一定程度時(shí)反應(yīng)混合物就處于化學(xué)平衡狀態(tài)?，F(xiàn)在該容器中維 持溫度不變，令 a、b、c 分別代表初始時(shí)加入的的物質(zhì)的量（mol），如果 a、b、c 取 不同的數(shù)值，它們必須滿足一定的相互關(guān)系，才能保證達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)混合物中三種氣體的百分含 量仍跟上述平衡完全相同。請?zhí)羁眨?（1）若 a=0，b=0，則 c=_。 （2）若 a=0.5，則 b=_，c=_。 （3）a、b、c 的取值必須滿足的一般

5、條件是_，_。（請用兩個(gè)方程式表示， 其中一個(gè)只含 a 和 c，另一個(gè)只含 b 和 c） 解析：通過化學(xué)方程式：可以看出，這是一個(gè)化學(xué)反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不 等的可逆反應(yīng)，在定溫、定容下建立的同一化學(xué)平衡狀態(tài)。起始時(shí)，無論怎樣改變的物 質(zhì)的量，使化學(xué)反應(yīng)從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，或者從正、逆反應(yīng)同時(shí)開始，它們所建立起來的 化學(xué)平衡狀態(tài)的效果是完全相同的，即它們之間存在等效平衡關(guān)系。我們常采用“等價(jià)轉(zhuǎn)換”的方法，分 析和解決等效平衡問題。 （1）若 a=0，b=0，這說明反應(yīng)是從逆反應(yīng)開始，通過化學(xué)方程式可以看 出，反應(yīng)從 2 mol SO3開始，通過反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比換算成和的物質(zhì)的量（

6、即等價(jià)轉(zhuǎn)換）， 恰好跟反應(yīng)從 2 mol SO2和 1 mol O2的混合物開始是等效的，故 c=2。 （2）由于 a=0.52，這表示反應(yīng)從正、逆反應(yīng)同時(shí)開始，通過化學(xué)方程式 可以看出，要使 0.5 mol SO2反應(yīng)需要同時(shí)加入 0.25 mol O2才能進(jìn)行，通過反 應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比換算成 SO3的物質(zhì)的量（即等價(jià)轉(zhuǎn)換）與 0.5 mol SO3是等效的，這時(shí)若再加入 1.5 mol SO3就與起始時(shí)加入 2 mol SO3是等效的，通過等價(jià)轉(zhuǎn)換可知也與起始時(shí)加入 2 mol SO2和 1 mol O2 是等效的。故 b=0.25，c=1.5。 （3）題中要求 2 mol SO2和 1

7、 mol O2要與 a mol SO2、b mol O2和 c mol SO3建立等效平衡。由化 學(xué)方程式可知，c mol SO3等價(jià)轉(zhuǎn)換后與 c mol SO2和等效，即是說， 和與 a mol SO2、b mol O2和 c mol SO3等效，那么也就是與 2 mol SO2和 1 mol O2等效。故有。 IIII 類：類： 在恒溫恒容下恒溫恒容下，對于反應(yīng)前后氣體體積不變的可逆反應(yīng)，只要反應(yīng)物（或生成物）的物質(zhì)的 量之比與原平衡相同，則兩平衡等效。 例 2：在一個(gè)固定容積的密閉容器中，保持一定的溫度進(jìn)行以下反應(yīng)： 已知加入 1 mol H2和 2 mol Br2時(shí)，達(dá)到平衡后生成 a

8、 mol HBr（見下表已知項(xiàng)），在相同條件下， 且保持平衡時(shí)各組分的體積分?jǐn)?shù)不變，對下列編號的狀態(tài)，填寫下表中的空白。 解析解析：在定溫、定容下，建立起化學(xué)平衡狀態(tài)，從化學(xué)方程式可 以看出，這是一個(gè)化學(xué)反應(yīng)前后氣體分子數(shù)相等的可逆反應(yīng)。根據(jù)“等價(jià)轉(zhuǎn)換”法，通過反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量 數(shù)之比換算成同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則達(dá)到平衡后與原平衡等效。 因?yàn)闃?biāo)準(zhǔn)項(xiàng)中n（起始）：n（起始）：n（HBr 平衡）=1：2：a，將 n（H2起始）=2 mol，n（Br2起始）=4 mol，代入上式得n（HBr 平衡）=2a。 參照標(biāo)準(zhǔn)項(xiàng)可知，n（HBr 平衡）=0.5a mol，需要n（H2起始）=0

9、.5 mol，n（Br2起始）=1 mol，n（HBr 起始）=0 mol。而現(xiàn)在的起始狀態(tài)，已有 1 mol HBr，通過等價(jià)轉(zhuǎn)換以后，就相當(dāng)于起始時(shí) 有 0.5 mol H2和 0.5 mol Br2的混合物，為使n（H2起始）：n（Br2起始）=1：2，則需要再加入 0.5 mol Br2就可以達(dá)到了。故起始時(shí) H2和 Br2的物質(zhì)的量應(yīng)為 0 mol 和 0.5 mol。 設(shè)起始時(shí) HBr 的物質(zhì)的量為 x mol，轉(zhuǎn)換成 H2和 Br2后，則 H2和 Br2的總量分別為（） mol 和（）mol，根據(jù)，解得。設(shè)平衡時(shí) HBr 的物質(zhì)的 量為 y mol，則有，解得。 IIIIII 類

10、：類： 在恒溫恒壓下恒溫恒壓下，改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，只要按化學(xué)計(jì)量數(shù)之比換算成化學(xué)方程 式的同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，達(dá)到平衡狀態(tài)后與原平衡等效。 例 3：如圖所示，在一定溫度下，把 2 體積 N2和 6 體積 H2通入一個(gè)帶有活塞的容積可變的容器中， 活塞的一端與大氣相通，容器中發(fā)生以下反應(yīng)：（正反應(yīng)放熱），若反應(yīng)達(dá)到平 衡后，測得混合氣體的體積為 7 體積。據(jù)此回答下列問題： （1）保持上述反應(yīng)溫度不變，設(shè) a、b、c 分別代表初始加入的 N2、H2和 NH3的體積，如果反應(yīng)達(dá)到 平衡后混合氣體中各氣體的體積分?jǐn)?shù)仍與上述平衡相同，那么： 若 a=1，c=2，則 b=_

11、。在此情況下，反應(yīng)起始時(shí)將向_（填“正”或“逆”）反 應(yīng)方向進(jìn)行。 若需規(guī)定起始時(shí)反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行，則 c 的取值范圍是_。 （2）在上述裝置中，若需控制平衡后混合氣體為 6.5 體積，則可采取的措施是_，原因是 _。 解析解析：（1）化學(xué)反應(yīng)：在定溫、定壓下進(jìn)行，要使平衡狀態(tài)與原平衡狀 態(tài)等效，只要起始時(shí)就可以達(dá)到。已知起始時(shí)各物質(zhì)的體積分別為 1 體積 N2、b 體積 H2和 2 體積。根據(jù)“等價(jià)轉(zhuǎn)換”法，將 2 體積通過反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比換算成和的體積， 則相當(dāng)于起始時(shí)有（1+1）體積和（b+3）體積，它們的比值為，解得 b=3。 因反應(yīng)前混合氣體為 8 體積，反應(yīng)后混合氣體為 7

12、 體積，體積差為 1 體積，由差量法可解出平衡時(shí) 為 1 體積；而在起始時(shí)，的體積為 c=2 體積，比平衡狀態(tài)時(shí)大，為達(dá)到同一平衡狀態(tài)， 的體積必須減小，所以平衡逆向移動(dòng)。 若需讓反應(yīng)逆向進(jìn)行，由上述所求出的平衡時(shí)的體積為 1 可知，的體積必須大于 1，最大值則為 2 體積和 6 體積完全反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生的的體積，即為 4 體積，則。 （2）由 6.5b（乙）ab，即應(yīng)填（甲）。 知識模塊 教材 章 節(jié)基礎(chǔ)知識學(xué)生實(shí)驗(yàn) 一化學(xué)反應(yīng)及其能量變化 二堿金屬 三物質(zhì)的量 四鹵素 五物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律 六氧族元素 環(huán)境保護(hù) 第一冊必修 七碳族元素 無機(jī)非金屬材料 8 個(gè)必做、5 個(gè)選做 （具體內(nèi)容見教材目

13、錄） 一氮族元素 二化學(xué)平衡 三電離平衡 第二冊必修 四幾種重要的金屬 11 個(gè)必做、6 個(gè)選做 五烴 六烴的衍生物 七糖類 油脂 蛋白質(zhì) 加選修 八合成材料 （具體內(nèi)容見教材目錄） 一晶體的類型與性質(zhì) 二膠體的性質(zhì)及其應(yīng)用 三化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化和能量 變化 四電解原理及其應(yīng)用 五硫酸工業(yè) 第三冊必修 加選修 六化學(xué)實(shí)驗(yàn)方案的設(shè)計(jì) 8 個(gè)必做實(shí)驗(yàn) （具體內(nèi)容見教材目錄） 一弱電解質(zhì)的電離: 電解質(zhì)是什么?電解質(zhì)是溶于水溶液中或在熔融狀態(tài)下就能夠?qū)щ?解離成 陽離子與陰離子)并產(chǎn)生化學(xué)變化的化合物.注意,是化合物! 這是我的筆記: 電解質(zhì):酸,堿,鹽,H2O,熔融下的金屬氧化物(強(qiáng)) 非電解質(zhì)

14、:大多有機(jī)物,SO3，CO2，NH3，SO2 等 純液態(tài) Hcl,濃 H2SO4,不導(dǎo)電,為共價(jià)鍵,受范得華力. CO2 為什么不是電解質(zhì)呢?原因是它通入水后,導(dǎo)電的不是它本身,而是它與 水生成的碳酸導(dǎo)電.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亞硫酸的酸酐)等不是電解質(zhì)也 是這個(gè)道理. 首先強(qiáng)調(diào)水解和第二、三步電離是極微弱的過程，后面詳談。 這節(jié)內(nèi)容應(yīng)該是不難的,該注意的還有強(qiáng)電解質(zhì)的電離不用可逆符號,弱電解 質(zhì)則要;電離平衡是化學(xué)平衡的一種,要知道多元弱酸的電離是分步的,切忌一次 就到最后一步!如 H3PO4 的電離: 第一步電離 K1:H3PO4H2PO4- + H+ 第二步電離 K2:H2

15、PO4-HPO42- + H+ 第三步電離 K3:HPO42-PO43- + H+ 還有要注意的是 K1K2K3,是遠(yuǎn)大于. 因此計(jì)算多元弱酸溶液的 C(H+)及比較弱酸酸性相對強(qiáng)弱時(shí),通常只考慮第一步 電離(書本原話). 補(bǔ)充一點(diǎn),電離平衡常數(shù)如何寫? 其實(shí),對于任何的化學(xué)反應(yīng)平衡常數(shù)都是把反應(yīng)物濃度的冪之積作分母,生成 物濃度的冪之積則作分子(蜜汁雞).切記!濃度這個(gè)概念是指溶液與氣體的!純凈的 液體與固體是無濃度可言的!當(dāng)它們用于計(jì)算時(shí),當(dāng) 1 來使用(不寫也可以). K 越大,電離程度越大,K 只與溫度度有關(guān),只與溫度度有關(guān)! 規(guī)律:1越熱越電離(因電離的正方向是吸熱反應(yīng)) 2越稀越電

16、離 二水的電離和溶液的酸堿性 書上講得還是挺清楚的,我就把一些需要注意的說出來吧. 水是一種極弱的電解質(zhì),Kw=K 電離 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的離子 積常數(shù),簡稱為水的離子積.要求記住室溫下 Kw=1.0*10-14, 其中 C(H+)=C(OH-)=1.0*10-7,100 攝式度時(shí) Kw=1.0*10-12,其中 C(H+) =C(OH-)=1.0*10-6 關(guān)于 PH 值,課本有句話:水的離子積不僅適用于純水,也適用于電解質(zhì)的水 溶液.這句話可用兩個(gè)式子表示:1、酸溶液 Kw=C 酸(H+) . C 水(OH-) 2、堿 溶液 Kw=C 堿(OH-) .

17、C 水(H+) 常溫下，PH7 的溶液顯堿性 PH=7 中 PH7 酸 有關(guān) PH 值的計(jì)算，是圍繞著 PH=-lgC（H+）來進(jìn)行的。 1 酸與酸混合的 PH 計(jì)算方法（已知兩酸的濃度與體積）： 為了方便,與酸 1 和酸 2 有關(guān)的數(shù)據(jù)簡化為 C1,V1,C2,V2 C 混(H+)= C1*V1 + C2*V2 - V1 + V2 后再根據(jù) PH 的定義式計(jì)算. 2 同理,堿相混和 C 混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2 - V1+V2 有個(gè)公式,你老師應(yīng)該講了吧? POH=-lgC(OH-) 常溫下 PH= 14-POH 3 酸與堿混合: 首先,看哪個(gè)過量. (1)

18、酸過量: C 混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 - - V1+V2 (2)堿過量: C 混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1 - V1+V2 然后轉(zhuǎn)化為 C(H+)再算即可. 還有一個(gè)實(shí)驗(yàn)很重要,就是酸堿的中和滴定實(shí)驗(yàn)(?？? 要知道酸式滴定管不可裝堿性溶液,但可裝酸性或強(qiáng)氧化性的溶液 堿式滴定管則只可裝堿性溶液.(看是否會(huì)發(fā)生反應(yīng)來判斷) 還有,要記住儀器與操作過程(仔細(xì)看書),以及酸堿指示劑的變色范圍,顏色 變化 有關(guān)計(jì)算是圍繞著溶液的稀釋規(guī)律來進(jìn)行的. 根據(jù) C 濃*V 濃=C 稀*V 稀可知: C 待*V 待*N1=C 標(biāo)*V 標(biāo)*N2 (待側(cè)

19、液與標(biāo)準(zhǔn)液,N 指酸或堿的元數(shù)) 故 C 待= C 標(biāo)*C 標(biāo)*N1 - V 待*N2 題目一般會(huì)讓你做一元酸與一元堿的滴定,所以 N 就約去了. 有 C 待= C 標(biāo)*C 標(biāo) - V 標(biāo)=V 末-V 始(注意滴定管 0 刻度上) V 待 誤差分析就是用這個(gè)式子來判斷的! PH 試紙的運(yùn)用:操作,在測溶液 PH 值時(shí)不可用水將其潤濕(相當(dāng)于稀釋)! 好好回想你在做實(shí)驗(yàn)時(shí)的情景,其實(shí)無論是那一個(gè)實(shí)驗(yàn)(物、化、生),你都應(yīng)該好 好體會(huì),反想. 三、鹽類的水解 記住,是鹽類的水解!鹽類!(易與電離混淆) 鹽的酸堿性是看陰陽離子來判斷的. 口訣:誰強(qiáng)顯誰性,兩強(qiáng)顯中性（用于正鹽） 課本兩句重要的話:1

20、鹽溶液的酸堿性與鹽所含離子在水中與水電離出的 H+或 OH-能否生成弱電解質(zhì)有關(guān). 2強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽溶與水時(shí),電離產(chǎn)生的陽離子,陰離子可分別與 水電離產(chǎn)生的 OH-或 H+生成的弱電解質(zhì)-弱酸或弱減,使得溶液中的 C(H+) =/=C(OH-),因而這兩類鹽溶液呈現(xiàn)酸性或堿性. 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液則無此作用,故顯中性. 記住,所有的溶液都顯電中性,酸堿性另談!電性與酸堿性是不同的! 鹽類的水解式如何寫? 首先,鹽是強(qiáng)電解質(zhì),一步電離. 其次,寫水解式. 如 Na2CO3: Na2CO3=2Na+ + CO32- CO32- + H2OHCO3- + OH- HCO3- + H2OH2CO3

21、 + OH- 同樣,水解第一步遠(yuǎn)大于第二步. 越弱越水解 ,越熱越水解 針對越弱越水解,我們來說一下: 越弱越水解不是看弱堿陽離子或弱酸陰離子所對應(yīng)的酸、堿性強(qiáng)弱(如 CO32-對應(yīng) H2CO3),而是.不好描述,舉例吧. 比較 Na2CO3(蘇打)與 NaHCO3(小蘇打)的酸堿性 實(shí)驗(yàn)表明,蘇打的堿性強(qiáng)于小蘇打. 為什么? 根據(jù)越弱越水解,CO32-對應(yīng) HCO3-,HCO3-對應(yīng) H2CO3 其中,HCO3-的酸性弱于 H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,堿性 越強(qiáng).所以蘇打的堿性強(qiáng)于小蘇打. 當(dāng)你學(xué)到選修 5 有機(jī)化學(xué)基礎(chǔ)時(shí),會(huì)遇到苯酚鈉,醋酸鈉,等你學(xué)了先吧. 下面是關(guān)于

22、守恒式(?？?: 1 電荷守恒 原理:所有的溶液都顯電中性,陽離子電荷數(shù)=陰離子電荷數(shù) 方法:把電離與水解的方程式一一寫出,然后根據(jù)第一步電離遠(yuǎn)大于第二步 舉例:Na2CO3 的電荷守恒 C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO32-) + C(HCO3-) C(CO32-)前的系數(shù)為 2,自己好好體會(huì). 2 物料守恒 方法:抓住元素（如 S 元素） 舉例:Na2SO3 的物料守恒 C(Na+) = 2(C(SO32-) + C(HSO3-) + C(H2SO3) 右邊系數(shù)為 2 的原因是 Na2 SO3,兩倍。 3 質(zhì)子守恒 原理：C 水（H+）= C 水（OH-） 舉例：Na2CO3 的質(zhì)子守恒 C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+) H2CO3 前的系數(shù)為 2，因?yàn)橐粋€(gè) H2CO3 有兩個(gè) H 4 由以上 3 種守恒式通過代數(shù)運(yùn)算得到的新等式 這種一般出現(xiàn)在雙選題中，不要輕易排除！ 另外，酸式鹽的水解是一個(gè)難點(diǎn)。我們舉例說明。 酸式鹽要考慮其電離和水解，很多人在這里暈了。 （1）大多酸式鹽水解大于電離。以 NaHCO3 為例 電離：1 NaHCO3 = Na+ + HCO3- 2 HCO3- H+ + CO32- 水解：3 HCO3- + H2O H2CO3 + OH- 因水解大于電離，所以過程 3 過程 2，