③通过K值计算平衡时的各物质浓度
例5：
28、（2015新课标1）（15分）碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途。
回答下列问题：
（4）Bodensteins研究了下列反应：
2HI（g）
H2（g）＋I2（g）在716K时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x（HI）与反应时间t的关系如下表：
t/min
0
20
40
60
80
120
x（HI）
1
0.91
0.85
0.815
0.795
0.784
x（HI）
0
0.60
0.73
0.773
0.780
0.784
①根据上述实验结果，该反应的平衡常数K的计算式为：
。
解析：
观察表格，可看出表格互为逆反应，平衡时，x（HI）为0.784，可算出x（H2）=x（I2）=0.108
根据等量代换，可得：
K＝c（H2）·c（I2）/c（HI）2=x（H2）·x（I2）/x（HI）2=0.1082/0.7842
答案：
K＝0.1082/0.7842
4、平衡转化率：
平衡转化率是指平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比，用于表示反应程度。
对于反应aA（g）+bB（g）
cC（g）+dD（g），反应物A的转化率表示为：
α（A）=（A的初始浓度—A的平衡浓度）/A的初始浓度（×100%）。
例6：
8．（2011，新课标）在容积可变的密闭容器中，2molN2和8molH2在一定条件下发生反应，达到平衡时，H2的转化率为25%，则平衡时氮气的体积分数接近于（）
A．5%B．10%C．15%D．20%
解析：
通过题目可得列式为
N2+3H2
2NH3
起始物质的量（mol）
2
8
0
转化物质的量（mol）
2/3
8×25%=2
4/3
平衡时物质的量（mol）
2—2/3=4/3
6
4/3
平衡时氮气的体积分数=（4/3）/（4/3+6+4/3）×100%≈15%
答案：
C
5.各类外界条件的影响
反应速率
化学平衡
转化率
浓度
浓度
，反应速率
反应物浓度
，平衡正移；
生成物浓度
，平衡逆移
反应物多种，改变其中一种：
反应物
，转化率
，其他反应物转化率
反应物多种，同比例增加（反应物一种，增加）：
转化率
；
温度
温度
，反应速率
温度
，平衡向吸热方向移动；
温度
，平衡向放热方向移动
温度
，吸热反应转化率
，放热反应
；
温度
，吸热反应转化率
，放热反应
压强
（实质是改变浓度）
充入惰性气体
不变
不变
不变
（充入反应相关气体）
与浓度改变相同
反应物多种，改变其中一种：
平衡正移
反应物多种，同比例增加（反应物一种，增加）：
平衡向气体体积减小的方向移动
反应物多种，改变其中一种：
反应物
，转化率
，其他反应物转化率
反应物多种，同比例增加（反应物一种，增加）：
平衡正移，转化率
；
平衡逆移，转化率
恒压下充入气体
（充入惰性气体）
减小（如同浓度等比例
）
（充入反应相关气体）
不变
催化剂
增加
无影响
6、反应自发进行的条件：
①自发反应和非自发反应的区别在于在一定条件下，反应的发生是需要外界对体系作功，还是反应体系具有能对外界作功的能力。
②反应自发进行的判断
△G=△H－T△S
△G——吉布斯自由能变
△H——焓变（△H<0为放热反应，△H>0为吸热反应）
△S——熵变（物质混乱度的量度，如固体变成气体或气体体积增大，则混乱度增加，△S>0）
T——开式温度（永远不可能为负值）
判断反应能否自发进行用吉布斯自由能判据。
如果△G<0反应可以自发进行；反之则不可以自发进行。
恒温恒压下:
当△H<0，△S>0时，反应自发进行；
当△H>0，△S<0时，反应不自发进行；
当△H>0，△S>0时，需要在较高温度的条件下，才能自发进行。
当△H<0，△S<0时，需要在较低温度的条件下，才能自发进行。
一般低温时焓变影响为主；高温时，熵变影响为主，而温度影响的大小要看△H和△S的具体数值而定。
7、化学平衡图象题的解题步骤：
看图像：
一看面（即横纵坐标的意义）；二看线（即看线的走向和变化趋势）；
三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点），先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较大，“先拐先平”。
四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）；五看量的变化（如温度变化、浓度变化等），“定一议二”。
例7（综合考察）：
26．（13分）（2014，新课标2）在容积为1.00L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4（g）
2NO2（g），随温度升高，混合气体的颜色变深。
回答下列问题：
（1）反应的△H0（填“大于”“小于”）；100℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。
在0~60s时段，反应速率v（N2O4）为mol·L-1·s-1反应的平衡常数K1为。
（2）100℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c（N2O4）以0.0020mol·L-1·s-1的平均速率降低，经10s又达到平衡。
①T100℃（填“大于”“小于”），判断理由是。
②列式计算温度T时反应的平衡常数K2
（3）温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减少一半，平衡向（填“正反应”或“逆反应”）方向移动，判断理由是。
解析：
（3）在有气体参与的可逆反应中，增大压强，平衡向气体总体积减小的方向移动
答案：
（1）大于0.00100.36mol·L-1
（2）①：
大于反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高
②：
K2=（0.16mol·L-1）2/（0.020mol·L-1）=1.3mol·L-1
（3）逆反应在有气体参与的可逆反应中，增大压强，平衡向气体总体积减小的方向移动
7、等效平衡：
（1）、概念：
在相同条件下，只要起始量相当，平衡时混合物中各组成物质的百分含量保持不变。
即化学平衡状态的达到与化学反应途径无关。
（2）等效平衡的相似三角形模型：
等效平衡有两种，等同平衡（全等）和一般等效平衡（相似）：
同T,P时，起始物质比例相同达到等效平衡
同T,V时，当
，起始物质比例相同达到等效平衡
当
，起始物质量相同才达到等效平衡。
（3）数轴模型：
在等效平衡中：
两次反应同一物质的两次转化率α1，α2满足：
α1+α2=1
在等同平衡中：
两次反应导致的能量变化Q1，Q2满足：
（4）运用等效平衡的标志：
多组投料，求……的取值范围，改变条件后平衡仍相同
解题步骤：
一看条件，二判等效，三论移动方向，四求不等关系
水溶液中的电离
一、相关概念：
1、电解质：
在水溶液中或熔融状态下能导电（发生电离）的化合物。
①在水溶液或熔融时；②能电离；③化合物
强电解质：
在水中或熔融状态下能完全电离的电解质
主要包括：
强酸（HClO4、H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI）、
强碱（NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2）、
大多数盐及活泼金属氧化物
弱电解质：
在水中或熔融状态下只能部分电离的电解质
主要包括：
弱酸、弱碱
2、电离方程式书写：
（1）强电解质的电离用“=====”；弱电解质的电离用“
”。
（2）多元弱酸分步电离，以第一步为主，是衡量弱酸酸性相对强弱的标志，如碳酸电离：
H2CO3
HCO3—+H+，HCO3—
CO32—+H+，第一步决定碳酸酸性强弱。
多元弱碱以一步电离表示，如：
Fe（OH）3
Fe3++3OH—。
（3）强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。
如：
NaHSO4：
NaHSO4=====Na++H++SO42—（水溶液中）
NaHSO4=====Na++HSO4—（熔融状态）
NaHCO3：
NaHCO3=====Na++HCO3—
例1：
27．（2014，新课标1）（15分）次磷酸（H3PO2）是一种精细磷化工产品，具有较强的还原性。
回答下列问题：
（1）H3PO2是一元中强酸。
写出其电离方程式______________。
解析：
（1）H3PO2为一元弱酸，为弱电解质，用“
”其电离方程式应为
H3PO2
H＋＋H2PO2－
答案：
H3PO2
H＋＋H2PO2－
二、弱电解质的电离平衡：
弱电解质的电离平衡类似化学平衡
1、弱电解质的电离一般是吸热反应，温度升高，电离程度增大。
浓度改变时符合化学平衡改变
注意：
稀释时，电离程度增强，但生产的离子浓度下降；水电离出的H+（碱）或OH—（酸）浓度增加
2、电离平衡常数：
弱电解质溶液中，在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度幂的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比为一个常数。
通常用Ka表示弱酸的电离平衡常数，Kb表示弱碱的电离平衡常数。
对于某一弱酸：
HaBb而言，Ka=c（Ha—1Bb—）·c（H+）/c（HaBb）
对于某一弱碱：
A（OH）b而言，Kb=c（Ab+）·c（OH—）b/c（A（OH）b）
电离平衡常数随温度变化而变化，与溶质的浓度无关。
多元弱酸一步比一步电离弱。
电离平衡常数只受温度影响，与离子浓度无关。
对于两种不同弱酸/弱碱，K值越大表示其酸性/碱性越强，同时可利用两者K值的不同用K值大的制取K值小的（强酸/碱制弱酸/碱）
例4：
6.（2011，全国大纲卷）等浓度的下列稀溶液：
①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇，它们的pH由小到大排列正确的是（）
A．④②③① B．③①②④C．①②③④D．①③②④
解析：
因为①乙酸、②苯酚、③碳酸、④乙醇在水溶液中电离出H+的能力①>③>②>④所以等浓度下，溶液pH由小到大排列为①③②④
答案：
D
三、水的电离
1、水是一种极弱的电解质：
H2O
H++OH—。
水的离子积：
当温度为25℃时，Kw=c（H+）·c（OH—）=1×10—14
水的电离过程是吸热过程，所以降温时Kw降低，升温时Kw升高。
在纯水中，c（H+）=c（OH—）
Kw不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液中，在这些溶液中，均满足：
当温度为25℃时，Kw=c（H+）·c（OH—）=1×10—14。
注意，Kw只与温度有关，只随温度改变而改变。
2、溶液的酸碱性与pH
（1）溶液的酸碱性取决于溶液中c（H+）和c（OH—）的相对大小：
当c（H+）>c（OH—）时，溶液呈酸性；
当c（H+）=c（OH—）时，溶液呈中性；
当c（H+）（2）pH值：
pH=—lg[c（H+）]
适用于稀溶液中，数值在0—14之间，表示了溶液中H+的浓度大小。
注意：
pH=7代表溶液中性是因为在25℃时，Kw=c（H+）·c（OH—）=1×10—14，所以当c（H+）=1×10—7mol/L时，c（H+）=c（OH—）。
即pH=7溶液中性仅适用于25℃时，由水的离子积决定。
（3）酸碱滴定时，如果有弱酸/碱，则滴定终点时，溶液不显中性（酸碱滴定的终点是要酸和碱全部形成对应盐。
）：
等浓度强酸和弱酸用同种碱滴定，终点时消耗碱的量相等，但pH强酸=7等pH值的强酸和弱酸用同种碱滴定，终点时消耗碱的量不同，n（强酸）例5：
11．（2012，新课标）已知温度T时水的离子积常数为KW，该温度下，将浓度为amol·L-1的一元酸HA与bmol·L-1的一元碱BOH等体积混合，可判定该溶液呈中性的依据是
A.a=bB.混合溶液的PH=7
C.混合溶液中，c（H+）=
D.混合溶液中，c（H+）+c（B+）=c（OH-）+c（A-）
解析：
A项，因无法确定酸与碱是否为强酸、强碱，故等量反应后的溶液不一定成中性；
B项，因温度T不一定指常温25℃，pH=7溶液中性仅适用于25℃时。
故不能说明溶液是中性的；
C项，通过分析可知，题给条件实际上即C（H+）=C（OH-），故溶液必然显中性；D项，根据溶液中的电荷守衡，无论溶液呈酸性、碱性或中性都成立，故无法判断。
答案：
C
四、盐类水解（重要考点）
1、概念：
强碱弱酸盐或强酸弱碱盐溶于水时，电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出的H+或OH—生成弱电解质（弱酸/弱碱）的过程。
盐的水解促进了水的电离。
但Kw保持不变。
①对象：
弱酸/弱碱对应的阴/阳离子；②过程：
与水电离出的H+或OH—生成弱电解质分子；③结果：
促进了水的电离，打破H+与OH—的相等关系
注意：
多元弱酸的酸根离子水解方程式应写为分步水解，且一步比一步弱；
多元弱碱的水解方程式应一步水解。
2、影响因素：
（1）弱碱越弱，其阳离子水解程度就越大，溶液酸性越强；
弱酸越弱，其阴离子水解程度就越大，溶液碱性越强。
（2）温度：
升高温度水解平衡正向移动（吸热反应）；水解程度增大；
浓度：
增大盐浓度，水解平衡正向移动，水解产生的离子浓度增大，但水解程度减小（相当于转化率）
加水稀释，水解平衡正向移动，水解产生的离子浓度减小，水解程度增大。
增大c（H+），促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；
增大c（OH—），促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
3、盐类水解规律：
有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
盐对应的酸（碱）越弱，水解程度越大，相应盐溶液碱性（酸性）越强。
注意：
CH3COONH4呈中性；
强烈双水解：
Fe3+与AlO2—、CO32—、HCO3—；Mg2+与AlO2—；
NH4+与SiO32—、AlO2—
酸式盐的酸碱性看酸式酸根的水解程度强还是电离程度强：
如：
HCO3—是水解大于电离，所以碳酸氢盐呈碱性；
HSO3—是水解小于电离，所以亚硫酸氢盐呈酸性。
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