高中化学难溶物质溶解电离平衡的常见疑难问题解答.docx

高中化学难溶物质溶解电离平衡的常见疑难问题解答.docx

《高中化学难溶物质溶解电离平衡的常见疑难问题解答.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学难溶物质溶解电离平衡的常见疑难问题解答.docx（13页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高中化学难溶物质溶解电离平衡的常见疑难问题解答

1.沉淀溶解平衡与电离平衡有什么区别？

难溶电解质物质的溶解过程与电离过程

例如Baso4,是不是先溶解后完全电离呢？

难溶电解质物质的溶解过程与电离是什么关系我

由于硫酸钡是强电解质，即溶液中不存在硫酸钡分子，所以，硫酸钡的溶解和电离同步，溶解即电离，一般只写其溶解平衡，而不应该写电离平衡。

其他难溶的强电解质与此相同，常见于难溶盐。

固体化合物AmBn难溶于水，但仍有部分An+和Bm-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的An+和Bm-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，离子An+和Bm-的沉淀与固体AmBn的溶解在水中达到平衡状态，固体的量就不再减小，得到AmBn的饱和溶液。

这种平衡状态叫做沉淀溶解平衡。

具有极性共价键的弱电解质（例如部分弱酸、弱碱）（水也是弱电解质）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。

一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。

那Ca（OH）2为什么是中强碱？

不完全电离吗？

回答强碱和碱性强弱不是一个概念，强碱说的是这种物质是碱性强的物质。

而碱性强弱，一般是指溶液的酸碱性。

Ca（OH）2本身是强碱，但是它的溶液显示的碱性却不强，也就是说PH值不大，因为它在水中的溶解度不大，微溶于水但溶于水的部分完全电离，Ca（OH）2是强电解质，电解质强弱与其电离程度有关，与其溶解度无关。

2.弱电解质是不是难电离的物质？

那又是不是难溶物？

不是的

强电解质指的是在水溶液中完全电离的物质它和溶解度大小没有关系只有溶解的那一部分完全电离那就是强电解质了

所以BASO4虽然是难溶物但它在水中不可能完全一丁点都不溶解而溶解的那一丁点BASO4是完全电离为BA2+和SO42-的所以它是难溶物却也是强电解质类似的情况还有很多的比如CACO3BACO3等等大部分的难溶盐其实都是强电解质

同理弱电解质就是在水中不完全电离的物质它和溶解度一样没有关系

所以弱电解质是难电离的物质不一定是难溶物

强电解质是难完全电离的物质也不一定是难溶物

够清楚了吗？

你说的那些观点他们的理解是难电离就是完全不能电离这是一种理解的方法

但不一定的到底弱电解质和难电离是不是相同要看怎么定义这个难电离了

总之只要记住弱电解质是不能完全电离的物质注意不能完全那就够了

和难电离的物质略有差别把。

怎么理解难电离那就看自己的了

如果题目里要我们判断弱电解质就是难电离的物质的话应该是对的把

弱电解质的电离程度当然有区别

它们是不完全电离有的电离百分之50有的百分之10当然不一样啊

在不同的温度等条件下电离程度也是有区别的

如何理解：

同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小

如何理解：

同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。

满意回答弱电解质是浓度越大时越不容易电解，浓度越稀时越容易电解，浓度大时，分子相互碰撞的机会增加容易形成分子，浓度稀时，机会减小，电离程度增大。

3.怎样区分电离平衡和沉淀溶解平衡？

比如硫酸钡溶解度小，但溶解的部分完全电离，硫酸钡是强电解质，不存在电离平衡，写电离方程式是用=表示。

但硫酸钡溶解度小，在水溶液中存在溶解平衡表示为

BaSO4（s）可逆号Ba2+（aq）+SO42-（aq）（上标不会用，呵呵）

再如Al（OH）3,既是弱电解质又难溶，电离平衡与溶解平衡都用可逆号表示，但溶解平衡一般要写状态

4.同一弱电解质，增大或减小溶液的物质的量浓度，为什么电离平衡都将向电离方向移动？

还有为什么电解质的电离程度却一减一增？

满意回答

对于电解质的电离，就记着越稀越电离

如：

CH3COOH=====CH3COO-+H+

增大浓度是增大醋酸分子浓度，根据平衡移动原理，向减小它浓度方向移动，因此正移；

减小浓度，是往溶液中加溶剂，最常见的水，这样醋酸分子，醋酸离子，以及氢离子浓度都在减小。

但是，不等号右边是两种离子浓度减小，因此减小的程度更大，相对来说，可以看成只有离子浓度在减小，所以平衡正移。

电离度是已电离的醋酸分子的物质的量除以醋酸分子总的物质的量。

增大浓度，虽然平衡正移，电离的分子的量变多了，但是，分子的总量也变多了，而且分子问题增加的程度大于电离的，所以电离度变小了，记着一点，平衡移动只会削弱影响，不能改变结果。

增加醋酸分子的浓度，电离度就已经减小了，不管平衡如何移动，只是在削弱电离度减小的程度，并不能改变它减小的结果。

而加水稀释，减小浓度，并没有改变醋酸分子的总的物质的量，但平衡正移，使电离的分子变多，也就是使已电离的醋酸分子的物质的量变大了，所以电离度增大了。

电解质在水中电离过程是怎样的,为什么既然弱电解质可以电离却又不能全部电离?

（可以说详细点吗?

）

5.不完全电离的原因是什么?

1.决定强、弱电解质的因素

决定强、弱电解质的因素较多，有时一种物质在某种情况下是强电解质，而在另一种情况下，又可以是弱电解质。

下面从键型、键能、溶解度、浓度和溶剂等方面来讨论这些因素对电解质电离的影响。

（1）电解质的键型不同，电离程度就不同。

已知典型的离子化合物，如强碱〔NaOH、KOH、Ba（OH）2〕、大部分盐类（NaCl、CaCl2等）以及强极性化合物（如HCl、H2SO4等），在极性水分子作用下能够全部电离，导电性很强，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。

而弱极性键的共价化合物，如CH3COOH、HCN、NH3•H2O等，在水中仅部分电离，导电性较弱，我们称这种在水溶液中只能部分电离的物质为弱电解质。

所以，从结构的观点来看，强、弱电解质的区分是由于键型的不同所引起的。

但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，HF就是一例。

因此，物质在溶液中存在离子的多少，还与其他因素有关。

（2）相同类型的共价化合物由于键能不同，电离程度也不同。

例如，HF、HCl、HBr、HI就其键能来说是依次减小的，这可从它们的电负性之差或气体分子的偶极矩来说明。

从它们分子内核间距的依次增大，分子的键能依次减小来看，HF的键能最大，分子结合得最牢固，在水溶液中电离最困难。

再加上HF分子之间由于形成氢键的缘故而有缔合作用，虽然在水分子的作用下一部分HF离子化，离解为H3O+和F-，但离解出来的F-很快地又和HF结合成为HF2-、H2F3-、H3F4-等离子。

在1mol/LHF溶液中，F-仅占1%，HF2-占10%，而大部分都是多分子聚合的离子：

H2F3-、H3F4-……这样就使HF成为一种弱酸，而HCl、HBr、HI都是强酸。

从HCl→HI，它们分子内的核间距依次增大，键能依次减小，所以它们的电离度逐渐略有所增大。

但是，仅从键能大小来区分强、弱电解质也是片面的，有些键能较大的极性化合物也有属于强电解质的情况。

例如，H—Cl的键能（431.3kJ/mol）比H—S的键能（365.8kJ/mol）大，在水溶液中HCl却比H2S容易电离。

（3）电解质的溶解度也直接影响着电解质溶液的导电能力。

有些离子化合物，如BaSO4、CaF2等，尽管它们溶于水时全部电离，但它们的溶解度很小，使它们的水溶液的导电能力很弱，但它们在熔融状态时导电能力很强，因此仍属强电解质。

（4）电解质溶液的浓度不同，电离程度也不同。

溶液越稀，电离度越大。

因此，有人认为如盐酸和硫酸只有在稀溶液中才是强电解质，在浓溶液中，则是弱电解质。

由蒸气压的测定知道10mol/L的盐酸中有0.3%是共价分子，因此10mol/L的盐酸中HCl是弱电解质。

通常当溶质中以分子状态存在的部分少于千分之一时就可认为是强电解质，当然在这里“强”与“弱”之间是没有严格界限的。

（5）溶剂的性质也直接影响电解质的强弱。

例如，对于离子化合物来说，水和其他极性溶剂的作用主要是削弱晶体中离子间的引力，使之解离。

根据库仑定律，离子间的引力为：

式中k为静电力常量，Q1、Q2为离子的电量，r为离子间距离，ε为溶剂的介电常数。

从上式可以看出，离子间引力与溶剂的介电常数成反比。

水的介电常数ε=81，所以像LiCl、KCl这些离子化合物，在水里易于电离，表现出强电解质的性质。

而乙醇和苯等介电常数较小（乙醇ε=27，苯ε=2），离子化合物在其中难于电离，表现出弱电解质的性质。

因此弱电解质和强电解质，并不是物质在本质上的一种分类，而是由于电解质在溶剂等不同条件下所造成的区别，彼此之间没有明显的界限。

2.盐类是否都是强电解质

大多数盐类是强电解质，少数的盐有形成共价键的倾向，电离度很小，属于弱电解质。

例如，氯化汞、碘化镉等虽然也是由离子组成的，但是Hg2+和Cd2+容易被阴离子所极化，而Cl-、I-等又是容易极化的阴离子，由于阳、阴离子间的相互极化作用，电子云产生较大的变形，引起了键的性质的改变，它们的熔点和沸点不如离子晶体那样高。

HgCl2CdI2

熔点/℃276388

沸点/℃302713

实验证明，HgCl2的水溶液几乎不导电，即使在很稀的溶液中，它的电离度也不超过0.5%。

这说明HgCl2在溶液里主要是以分子形式存在的，只有少量的HgCl+、Hg2+和Cl-离子。

过渡金属的盐在水溶液中常出现类似于上述的情况。

3.温度、浓度跟电离常数的关系

电离常数和化学平衡常数一样，在一定的温度下，它与浓度无关。

一定浓度的同一弱电解质溶液在不同温度下，它的K随着温度的变化而变化，但是变化的幅度不大，一般不影响到数量级的改变。

因此，在室温范围内，可以不考虑温度对电离常数的影响。

从下列表3-1和表3-2可以说明这一点。

表3-1不同浓度CH3COOH溶液的电离度和电离常数（25℃）

溶液浓度/mol•L-10.20.10.020.001

电离度/%0.9321.322.9613.3

电离常数（K）1.74×10-51.75×10-51.75×10-51.76×10-5

表3-2CH3COOH溶液在不同温度下的电离常数

温度/℃电离常数（K）温度/℃°电离常数（K）

101.729×10-5401.703×10-5

201.753×10-5501.633×10-5

301.750×10-5601.542×10-5

6.弱电解质浓度越大,电离程度越小

弱电解质的电离程度用电离度衡量。

弱电解质的电离度=[弱电解质已经电离的部分]/[弱电解质的初始浓度]由电离度定义可见，电离度与初始浓度有关。

电离度与已电离部分的浓度成正比，与其初始浓度成反比。

例：

甲乙两瓶氨水的浓度分别为1mol/L和0.1mol/L，计算各自的电离度（氨水的Kb=1.8*10^-5）。

解：

甲的[OH-]=4.2*10^-3mol/L,电离度=4.2*10^-3/1=0.42%；乙的[OH-]=1.3*10^-3mol/L,电离度=1.3*10^-3/0.1=1.3%，比较计算结果可知，浓度较大的弱电解质，其电离度较小。

例外：

氢氟酸HF虽然是弱电解质：

HF=H++F-HF+F-=HF2-但由于电离出的F-离子与HF分子结合成HF2-,促使HF进一步电离，所以HF的电离度是随着浓度的增大而增大的。

7.为什么弱电解质浓度越大电离越小？

还有越稀越水解和越稀越电离是怎么回事？

弱电解质的电离依靠水的作用，浓度越大，相对水的含量就少，促进电离的能力就越弱，电离程度就越小。

这同样可以解释越稀越电离。

水解其实就是溶液中的离子与水反应，越稀代表水的含量越多，根据增加反应物浓度（相对来说就是水的浓度大了），促进反应的进行判断，越稀越水解就能解释了。

简单说吧，浓度大到100%不就是不电离了，水越少电离越难喽。

水多了自然容易电离啊，因为浓度低的离子之间越不容易相遇而结合成弱电介质分子。

水解和这个原因差不多。

8.电离方程式的书写是用等号连接还是双箭头？

如果是电离进行的很完全的话就用等号。

比如：

NaOH（强电解质）=Na++OH-

如果是弱电解质，部分电离，那就用双箭头。

比如醋酸电离成醋酸根离子和氢离子。

用双箭头可理解为这个反应为可逆过程。

强电解质完全电离用等号，弱电解质不完全电离用可逆号。

注意：

多元弱酸的电离分部写

强电解质包括强酸、强碱、大部分盐，

常见强酸：

盐酸、硫酸、硝酸、氢溴酸（HBr）、氢碘酸（HI）、高氯酸（HClO4）

常见强碱：

NaOHKOHCa（OH）2Ba（OH）2

弱电解质包括：

弱酸、弱碱、水

9.水是弱电解质，在水中会电离出少量的氢离子和氢氧根离子加入水H+就会增加，生成氢气的总量也会增加啊

一定量的稀硫酸与足量的铝粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，应向稀硫酸中加入适量的（）

A．NaOH（固体）B．H2O

C．NaCl（固体）D．CH3COONa（固体）

【分析】Al和H2SO4反应的实质是：

2Al+6H+=2Al3++3H2↑。

在温度一定，铝粉的颗粒大小一定的条件下，反应速率只取决于c（H+）的大小。

如果仅仅从减小反应速率来看，选项A、B、D均符合要求；再从不影响H2的总量来看，A显然不符合要求；B中H+的总量保持不变，符合题意；D乍看H+的物质的量好象减小了，但由于溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO－+H+，随着反应的进行，平衡不断向右移动，最终完全反应，产生H2的量不变。

10.比较溶液中各离子浓度的题该怎么做啊

判断电解质溶液中离子浓度大小的关系，是中学化学学习的难点，也是高考经常涉及的问题。

想熟练掌握此类型题目，主要把握：

两个“规律”和三个“守恒”。

1、两个规律：

多元弱酸电离规律。

根据多元弱酸分步电离分析：

H3PO4溶液中

c（H+）>c（H2PO4-）>c（HPO42-）>c（PO43-）

和c（H+）>3（PO42-）

盐类的水解规律。

谁弱谁水解，谁强显谁性。

如NH4Cl:

c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-）

越弱越水解，双弱双水解。

如同温度同浓度的NH4Cl和NH4HCO3，前者的NH4+的浓度大于后者。

多元要分步，程度依次减。

如Na2CO3中,c（Na+）>c（CO32-）>c（OH-）>c（HCO3-）

显酸酸抑制，显碱碱抑制。

同温度同浓度NH4Cl和NH4HSO4，前者NH4+浓度大于后者。

2、三个守恒

电荷守恒。

电解质溶液中，无论存在多少离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

如Na2CO3中,c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+c（HCO3-）+c（OH-）

物料守恒。

电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。

c（Na+）=2c（CO32-）+2c（HCO3-）+2c（H2CO3）

质子守恒。

任何溶液，水电离的H+和OH-的物质的量相等。

c（OH-）=c（H+）+c（HCO3-）+c（H2CO3）

也可由上述两守恒关系推出。

11.弱电解质的电离，下列物质中属于......

KI（s）,C2H5OH（l）,Cl2,CH3COOH（l）,BaSO4（s）,NaHSO4（s）,石墨,蔗糖（s）,NaOH（l）。

属于非电解质的是________属于强电解质的是___________属于弱电解质的是_________能直接导电的是_______能溶于水且水溶液能导电是_________

属于非电解质的是C2H5OH、蔗糖

属于强电解质的是KI、BaSO4、NaHSO4、NaOH

属于弱电解质的是CH3COOH

能直接导电的是石墨

能溶于水且水溶液能导电是KI、NaHSO4、NaOH、Cl2

12.请用图示的方法总结物质在水溶液中的行为。

酸碱盐在溶液中都存在电离和溶解的问题。

强酸碱及绝大部分的盐在水中几乎是完全电离的（HgCl2在水中虽然溶解度很大，但几乎是以分子形式存在，即电离非常弱），称为强电解质；而弱酸碱在溶液中则部分电离，即部分以阴、阳离子形式存在，部分以分子形式存在；弱酸强碱盐、弱碱强酸盐、弱酸弱碱盐在水中虽然完全电离，属于强电解质，但弱酸根、弱碱根却要发生部分水解（在分析化学中，采用共轭酸碱理论来划分酸碱，没有盐水解的概念，氯化铵的水溶液，铵根属于弱酸，不叫铵盐水解），部分电离或部分水解的电解质溶液，存在一个或多个酸碱平衡（指多元弱酸弱碱），平衡时的浓度商（严格讲称活度商）为一常数，这就是酸碱电离常数Ka、Kb，该常数的大小反映了酸碱盐电离或水解的程度。

K值越大，反应越偏向右边，离解度越大（或水解度越大）。

    对于难溶电解质来说，在水中存在溶解-沉淀平衡，该平衡反映的是达到饱和溶液时，阴、阳离子平衡浓度（严格讲是活度）的幂的乘积为定值，即一常数Ksp，称为溶度积常数，它可用于判断同类沉淀在一定条件下溶解度的大小。

利用Ksp值可以计算沉淀在水中的溶解度，当然，沉淀溶解度S随条件不同会有所变化，S受到酸效应、络合效应、同离子效应、盐效应、溶剂种类、温度等因素的影响，分析化学中的重量分析一章就要讲各种情况下的溶解度计算方法。

    下图是几类平衡式及平衡常数与浓度的关系：

13．为什么在计算电离平衡常数时不用乘幂次方，溶度积常数要？

弱电解质的电离是分步进行的，所以分子或离子的系数均为1,1次方可以不标。

而溶度积，离子的系数不是都为1，所以计算溶度积常数时，要标离子的乘幂次方。

盐的水解也是分步进行的，因此盐的水解常数一般也不写离子浓度幂次方。

13.溶度积越小越难电离，越难溶，对吗？

溶度积和电离度完全没有联系，溶度积是溶解平衡的平衡常数，电离度则是电离平衡常数的一部分。

溶度积和溶解度的关系也不大，并不是溶度积越小溶解度越小。

如果想用溶度积来比较溶解度的话，必须保证两种物质是同一种类型，比如都是AB型，而且电离是必须都是一步完成的。

不同类型的物质，或者至少有一种物质的电离不是一步完成（像Fe（OH）3），那么就不能用溶度积比较溶解度。

14.高考化学电离平衡、溶解平衡、水解平衡学习方法

你说的这些什么平衡其实就是一个道理“阻碍但不阻止”，非常像楞次定律，简直就是一个模子里弄出来的。

而这些平衡都满足化学平衡常数的公式，当然也满足勒夏特列原理和化学的重要思想“守恒”。

你在解题时不知有没有发现，考得最多的就是电荷守恒、原料守恒（或者叫关键元素物质的量守恒）。

其次便是比大小。

比大小无非就是让你比电离大于水解还是水解大于电离、pH相同时怎么怎么样。

这里一靠经验，二靠对勒夏特列原理的理解。

反正多练练找找规律就行了。

15.电离平衡移动方向的问题

什么是电离平衡移动呢？

向左向右移动是什么意思？

实质是什么？

离子化方向是什么？

和它相对的是什么？

为什么会有电离平衡移动？

影响的因素是什么？

（最好帮忙解释一下为什么受这些因素的影响）

拜托仔细讲讲，语言最好不要再涉及其他专业名词（如果有请给概念），最好再举几个例子！

问题补充：

平衡移动方向的正方向是离子化还是分子化？

移动之后它还平衡吗？

（平衡的话请说一下为什么）

电离，就是指物质（分子：

如醋酸、NH3·H2O、H2S、HCl等或晶体，如NaCl、NH4NO3、BaSO4等）在水中变成离子的一种过程。

平衡这个概念可以这样理解：

比如说AgCl溶于水，当AgCl放入纯水中，虽然它难溶，但仍然有一部分溶解了，因此水中就有了Ag离子和Cl离子，并开始增多，当然这两种离子不可能一直增加，事实上，一旦水中有了Ag离子和Cl离子后，二者就可能碰撞（沉淀），又变成AgCl，这两个过程是同时的。

开始时，溶解占优势，随着溶解的进行，沉淀反应也在增速，最终会达到这样一种状态：

单位时间内溶解的AgCl量等于生成AgCl的量，这种状态就是平衡。

平衡状态的特点：

1、从表面看，溶液中各种组分浓度不再发生变化；2、从内部来看，反应并未停止，只是两个方向的反应速率是相同的。

所以，平衡是一种动态的平衡。

其他平衡类似。

物质可分为强电解质、弱电解质和非电解质。

1、所谓强电解质就是指在水中或熔融状态下可以导电的物质（如H2SO4、HCl、NaCl、BaSO4等），又可分为可溶强电解质和难溶强电解质。

强电解质溶解在水中的部分是完全电离的（如HCl，溶解的NaCl、溶解的AgCl等），对于可溶性的强电解质一般不考虑其平衡问题，即认为水中不存在HCl分子或NaCl“分子”。

而对于难溶强电解质则需考虑其电离平衡问题。

如前面所讲的AgCl溶解。

2、弱电解质是指在水中只能部分电离的物质（如醋酸、氨水等），它们在水中大多以分子形式存在。

它们溶于水后，最终会达到平衡。

可参照前面讲的AgCl溶解平衡来理解。

3、非电解质是指在水中不能电离的物质（或者说电离程度非常非常弱，以至于可以忽略），如蔗糖、葡萄糖等。

所以不考虑其电离，更谈不上电离平衡了。

4、总结：

所以，讲电离平衡的移动通常是针对于难溶电解质和弱电解质而言的。

平衡是一切变化最终达到的状态，所以不管发生怎样的变化，最终仍会平衡。

在一定条件下（这一点非常重要）达到平衡后就稳定的处于该状态了。

一旦外界条件发生变化，原来的平衡就被打破，称为平衡的移动。

直到在新的条件下重新达到平衡为止。

还以AgCl溶解为例。

一定条件下，当AgCl达到溶解-沉淀平衡后，如果我们向溶液中加入一些Cl离子，那么溶液中的Cl离子浓度增大，可想而知，本来溶液中Ag离子和Cl离子处于平衡状态，现在Cl离子增加了，与Ag离子碰撞的机会就加大了，所以就会有更多的AgCl沉淀下来，平衡向生成AgCl的方向移动（通常称为左移，即向左移动）；如果升高温度，由于AgCl的溶解是吸热的，所以就会有更多的AgCl溶解，原来的平衡就被打破，通常称为右移。

综上所述，平衡的移动本质是外界条件发生改变时，原来的平衡不能再维系，重新达到平衡的一种过程。

移动的方向，就是指变化的方向。

离子化方向其实就是指电解质变成离子的方向，即电离的方向。

其相反的过程可称为分子化方向（对于分子型电解质如硫酸、醋酸等而言）、结晶（对于可溶性离子型电解质，如NaCl等）或沉淀（对于难溶电解质而言，如AgCl）。

影响因素有：

1、浓度：

增加左侧物质浓度，平衡右移；增加右侧物质浓度，平衡左移

2、温度：

升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动

3、压强：

缩小体积增加压强，平衡向气体分子总数减小的方向移动；增大体积减小压强，平衡向气体分子总数增加的方向移动；固定体积，通过加入不参与反应的其他气体增大压强时，平衡不移动。

总的来说：

平衡移动的方向，就是向着能够削弱所改变的条件的方向移动。

即勒夏特列原理。

顺便说一句，催化剂对平衡没有影响，催化剂的仅仅起到加速或减缓达到平衡所需时间的作用。

所补充的问题：

因为讲电离平衡，所以正方向就是离子化的方向。

其逆方向，对于不同类型的物质叫法不同，参见前面所述。

16.为什么加水稀释,电离平衡向电离方向移动,但对浓溶液或纯电解质加水溶解并稀释,其离子浓度又会不同

1.为什么加水稀释,电离平衡向电离方向移动呢？

因为在水中的电离水实际上是

参与电离的物质，电解质是在水分子的作用下离解的，离解后形成水合离子。

也

就是说水