高中化学四大平衡总结

高中化学四大平衡总结篇一：化学四大平衡 fy中学化学平衡理论体系及勒夏特列原理的应用 中学化学教材中，有一个平衡理论体系，包括溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡、络合平衡等。化学平衡是这一平衡理论体系的核心。系统掌握反应速率与化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物的知识，具有理论指导意义。正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向来是考试的热点、难点。 一、化学平衡理论 1、化学平衡定义： 2、勒夏特列原理： 3、勒夏特列原理的应用： 1、下列事实中不能用勒夏特列原理来解释的是（ ）A.往硫化氢水溶液中加碱有利于 S2-的增加 B.加催化剂有利于合成氨反应 C.合成氨时不断将生成的氨液化，有利于提高氨的产率。D.合成氨时常采用 500的高温 2、已知工业上真空炼铷(熔融)原理如下：2RbCl +Mg = MgCl2 +2Rb(g)，对于此反应的进行能给予正确解释的是（ ） A.铷的金属活动性不如镁强，故镁可置换铷。B.铷的沸点比镁低，把铷蒸气抽出时平衡右移。 C.氯化镁的稳定性不如氯化铷强。 D.铷的单质状态较化合态更稳定。 3、在加热条件下，KCN 溶液中会挥发出剧毒的 HCN，从平衡移动的角度来看，挥发出 HCN 的原因是。为了避免产生 HCN，应采取的措施是向 KCN 溶液中加入。 4、把FeCl3 溶液蒸干并灼烧，最后得到的主要固体产物是 其原因是。 5、把 Al2(SO4)3 溶液蒸干，最后得到的主要固体产物是其原因是。 6、在泡沫灭火剂中放入的两种化学药品是 NaHCO3 溶液与 Al2(SO4)3 溶液，其灭火原理是什么？7、请解释：为什么生活中饮用的碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 解释：碳酸型饮料中未溶解的二氧化碳与溶解的二氧化碳存在平衡：CO2 (g)CO2(aq)，打开 瓶盖时，二氧化碳的压力减小，根据勒夏特列原理，平衡向释放二氧化碳的方向移动，以减弱气体的压力下降对平衡的影响。因此，生活中饮用的碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。 二 、中学化学常见四大平衡 1、讨论、归纳 常见化学平衡体系 练习 写出下列反应的平衡常数表达式： 1）Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq)2)HAc(aq) 3)5)C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) 6)HCO3-(aq) H+(aq)+Ac-(aq) 11 CO+Cu2O 22 Cu+ 1 CO24)CH3COOH+CH3CH2OH 2 CH3COOCH2CH3+H2O H+(aq)+CO32-(aq) 2、常见四大平衡研究对象及举例 A. 化学平衡：可逆反应。如： ； 加热不利于氨的生成，增大压强有 利于氨的生成。 铁矿(Fe2O3) CH4 例 1.竖炉冶铁工艺流程如图，使天然气产生部分 高温尾气 氧化，并在特殊的燃烧器中使氧气和天然气燃烧(CO2+H2O) 催化 CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)，催化反应室发生 还原 反应室 的反应为：CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) 反应室 合成气(CO+H2) 合成其 ?H1=+216kJ/mol；CH4(g)+ CO2(g)2CO(g) + 他产品 2H2(g) ?H2=+260kJ/mol（不考虑其他平衡的存在） ，Fe 燃烧室 下列说法正确的是 AD 混合气(CH4+O2 ,其体积比为 1:2) A增大催化反应室的压强，甲烷的转化率减小 B催化室需维持在 550750，目的仅是提高 CH4转化的速率 C设置燃烧室的主要目的是产生 CO2 和水蒸气作原料气与甲烷反应 D若催化反应室中，达到平衡时，容器中 n(CH4)=amol，n(CO)=bmol，n(H2)=cmol,则通入催化反应室的 CH4的物质的量为 a+(b+c)/4 例 2：一定条件下，向密闭容器中投入 3mol H2 和1mol N2，发生如下反应：N2+3H21）完成 v-t 图 1min 时达到平衡； 第 2 分钟时加入 N2，3 分钟时重新达到平衡； 第 4 分钟时升温，第 5 分钟时重新达到平衡； 第 6 分钟时扩大容器体积，第 7 分钟时达到新的平衡 第 8 分钟时加入催化剂； 第 9 分钟时降温，第10 分钟时重新达到平衡； 第 11 分钟时移走 NH3，第 12分钟时重新达到平衡 2）反应正方向移动的时间段：_； 3）反应逆方向移动的时间段_； 4）达到平衡的时间段_； 5）平衡时保持不变的物理量：_； Ac(N2) Bn(NH3) CH2 的转化率 D压强 E气体的平均摩尔质量 F气体的密度 GV 正 HV 逆 2NH3 【练习】1 （6 分）将 4 mol SO3 气体和 4 mol NO 置于 2 L 容器中，一定条件下发生如下可逆反应(不考虑 NO2和 N2O4 之间的相互转化)：2SO3 (g) 2SO2+O2、2NO+O22NO2 当上述系统达到平衡时，O2 和 NO2 的物质的量分别为 n(O2)= mol、n(NO2)= mol，则此时 SO3 气体的物质的量为 。 当上述系统达到平衡时，欲求其混合气体的平衡组成，则至少还需要知道两种气体的平衡浓度，但这两种气体不能同时是 SO3 和，或 NO 和(填它们的分子式)。 在其它条件不变的情况下，若改为起始时在 1 L 容器中充入 2 molNO2 和 2 molSO2，则上述两反应达到平衡时，c (SO2)平。 1 （6 分，每空 2 分） mol SO2、NO2 2在一个固定体积的密闭容器中，保持一定温度，进行以下反应： H2（g）Br2（g）2HBr（g）已知加入 1molH2 和2molBr2 时，达到平衡后生成 a mol HBr（见下表“已知”项） 。在相同条件下，且保持平衡时各组分的质量分数不变，对下列编号（1）（3） 2.（1）2a （2）0 （3）2(n-2m) (n-m)a B. 电离平衡：弱电解质。如： ； 加热促进电离，稀释 电离度增大。 例试用简单的实验证明，在醋酸溶液中存在着CH3COOH 的电离平衡。 1、验证 HAc 是弱电解质 2、水的电离 1. 液氨与水性质相似，也存在微弱的电离:2NH3 改变的是( )A液氨的电离度 B液氨的离子积常数 Cc(NH4+)Dc(NH2-) 2. （4 分）中学化学实验中，淡黄色的 pH 试纸常用于测定溶液的酸碱性。在 25时，若溶液的 pH=7， 试纸不变色；若 pH7, 试纸变蓝色。而要精确测定溶液的pH，需要用 pH 计。pH 计主要通过测定 溶液的 c(H+),来测定溶液的 pH。 （1）已知水中存在如下平衡：H2O+ H2O NH4+NH2-，其离子积常数 K=c(NH4+)c(NH2-)=2l0-30，维持温度不变，向液氨中加入少量 NH4Cl 固体或 NaNH2 固体，不发生 H3O+OH； H0kJmol1 现要使平衡向右移动，且所得的溶液呈酸性，选择的方法是_（填编号）A.向水中加入 NaHSO4B. 向水中加入 Cu(NO3)2 C. 加热水至 100其中 c(H+)=1106molL1D. 向水中加入(NH4)2SO4 （2）现要测定 100沸水的 pH 及酸碱性，若用 pH 试纸测定，则试纸显_色，溶液呈_性(填酸、碱或中)；若用 pH 计测定，则 pH_7(填“大于” 、 “等于”或“小于”) 2. （各 1 分） (1)BD (2) 红，中；小于 3、 （8 分） 重水（D2O）的离子积 Kw=10 -15 mo12L-2.，可以用 pH 一样的定义来规定 pD=-lgD+，试求该温度下： 重水的 pD？ 含的 D2O 溶液 1L，其 pD=？ 溶解的 D2O 溶液1L，其 pD=？ 在的 DCl 重水溶液中，加入 mo1L-1 的 NaOD 的重水溶液，其 pD=？ 3.D+=OD-=4=-lgD+=-lg410-8=8-2lg2; pD=-lgD+=-lg1610-14;pD=-lgD+=-=2; D+=();pD=-lgD+=-=1. 篇二：分析化学四大滴定总结四大滴定对比于总结 络合滴定篇三：四大滴定总结 四大滴定总结 酸碱滴定法 第一节 水溶液中的酸碱平衡 一、酸碱质子理论:酸是能给出质子的物质，碱是能接受质子的物质。 ? 既可以是酸，又可以是碱，这类物质称为 H2PO4实质上是发生在两对共轭酸碱对之间的质子转移反应，由两个酸碱半反应组成。 二、酸碱溶液中各型体的分布 （一）分布系数：溶液中某型体的平衡浓度在溶质总浓度所占的比例，以?i 表示 ?i?i 式中：i 为某种型体 c （二）弱酸（弱碱）各型体的分布系 ?H?A-?一元弱酸 C?HA?AKa?HA ?A?Ka?HA?H? HAA?HA?A?1CH?KaCH?Ka 二元弱酸 C?H2A?HA?A 2H?Ka1 HA?H2AH?HA?2 ?H2A?C?CH?H?Ka1?Ka1Ka2H?HKa1?Ka1Ka2 Ka1Ka2A2? ?A2? CH?H?Ka1?Ka1Ka2(二)酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响 弱酸（弱碱）各型体的分布系数与溶液的酸度和酸碱的离解常数有关，而与分析浓度无关。 （三）水溶液中酸碱平衡的处理方法 1、质量平衡（物料平衡）：在一个化学平衡体系中，某一组分的分析浓度等于该组分各种 存在型体的平衡浓度之和，称为质量平衡 ?2?C mol/L Na2CO3 溶液的质量平衡式 Na?2C 和?H2CO3?HCO3?CO3?C 2、电荷平衡：在一个化学平衡体系中，正离子电荷的总和与负离子电荷的总和相等，称为 电荷平衡 ?2?C mol/L Na2CO3 水溶液的电荷平衡式： Na?H?OH?HCO3?2CO3? 3、质子平衡：酸碱反应达平衡时，酸失去的质子数等于碱得到的质子数，称为质子平衡 质子参考水准：能参与质子交换的组分的初始形态以及溶剂水。 例：写出 Na(NH4)HPO4 水溶液的质子条件式 得质子产物 参考水准 失质子产物 -H+ + NH4 NH3 +H+ -H+ H2PO4 3- 2-+2H HPO4 PO4H3PO4 + + + +H-HHO(H) HO OH- + 3?H?H2PO?2?H3PO4?NH3?PO4?OH? -三、酸碱溶液中 pH 的计算 ?4?3?2? （1）当 CaKa20Kw ，同时 Ca/Ka500 H?caKa （2）弱酸 HA（浓度为 Ca mol/L）与共轭碱 A（浓度为Cb mol/L）的 PH 计算+当 Ca20H, Cb20H时 ?H?CaKaCb CbpH?pKa?lgCa 缓冲溶液 第二节 基本原理 一、酸碱指示剂 +- + In KHIn?HIn?H?In?K?,H?HIn 酸式碱式 HInIn? ?In pH?pKHIn?lgHIn -?In? 当?10，即pH?pKHIn?1 时，看到的是 In的颜色 HIn? 当 In?1，即pH?pK?1 时，看到的是 HIn 的颜色 HInHIn10 故指示剂的理论变色范围是: pH=pKHIn1 ? 由于人眼对深色比浅色灵敏，实际变色范围与理论推算的的变色范围并不完全相同。 pKa 理论范围 实际范围酸色 碱色 甲基橙 红黄 甲基红 红黄 酚酞 无 红 百里酚酞 无 蓝 注：一般而言，人们观察指示剂颜色的变化约有单位的误差，称之为观测终点 的不确定性，用pH 来表示，一般按pH=来考虑，作为使用指示剂目测终点的分辨 极限值。 （三）影响指示剂变色范围的因素 1. 指示剂的用量 ? 对于双色指示剂用量多少对色调变化有影响，用量太多或太少都使色调变化不鲜明。 ? 对于单色指示剂用量多少对色调变化影响不大，但影响变色范围和终点。 ? 指示剂本身都是弱酸或弱碱，也会参与酸碱反应。 2. 温度：温度变时指示剂常数和水的离子积都会变，则指示剂的变色范围也随之发生改变。 3. 中性电解：溶液中中性电解质的存在增加了溶液的离子强度，使指示剂的表观离解常数 改变，将影响指示剂的变色范围。某些盐类具有吸收不同波长光波的性质，也会改变指示剂 颜色的深度和色调。 4.滴定程序：为了达到更好的观测效果，在选择指示剂时还要注意它在终点时的变色情况。 例如：酚酞由酸式无色变为碱式红色，易于辨别，适宜在以强碱作滴定剂时使用。同理，用 强酸滴定强碱时，采用甲基橙就较酚酞适宜。 （四）混合指示剂：混合指示剂是把两种或两种以上试剂混合，利用它们颜色的互补性， 混合指示剂通常有两种配制方法： 1指示剂+惰性染料：对于这种混合指示剂，变色范围和终点基本不变，但色调变化更明。 2. 指示剂指示剂：对于这种混合指示剂，变色范围、终点以及色调均发生了改变。混合 后的指示剂，色调变化更鲜明，变色范围更窄。 注：混合指示剂在配制时，应严格按比例混合。 二、滴定曲线 ? 在滴定过程中，我们把计量点附近溶液某种参数（如 PH）的急剧变化称为? 滴定百分率为至即滴定相对误差为时，溶液某种参数（如 PH） 的变化范围称为滴定突跃范围。 ? 三、滴定突跃与指示剂选择 一、 （1）影响滴定突跃范围的因素： ? 突跃范围越小，可供选择的指示剂就越少。当突跃范围小于时（C=10mol/L） ? 当突跃范围减小至约时（CK=10） ，指示剂就不合适了。 （2）指示剂的选择 ? ? 色的指示剂可以考虑选用。 ? 色的指示剂可以考虑选用。 ?4? C?10mol/L ?8? CaKa?10,CbKb?10?8 -8-4 沉淀滴定法 沉淀滴定法是以沉淀反应为基础的滴定分析法。 用于沉淀滴定法的反应，主要是生成难溶性银盐的反应。 Ag?X?AgX?X?Cl?、Br?、I?、SCN?等 利用生成难溶性银盐的沉淀滴定法，习惯上称为银量法 一、沉淀的溶解度及影响因素 沉淀法中要求沉淀完全程度大于。而沉淀完全与否是根据反应达平衡后，沉淀的溶解度来判断。影响沉淀溶解度的主要因素有以下几种： 1. 淀溶解度降低的现象 沉淀剂用量： 一般 过量 50%100%为宜，非挥发性 过量 20%30% 2. 3. 如：弱酸盐沉淀的溶解度受溶液的 pH 值影响很大，溶液H 大，沉淀溶解度增大。 4. 二、沉淀的纯度及影响因素 1. 当一种沉淀从溶液中析出时，溶液中某些本来可溶的杂质也同时沉淀下来的现象。 （1）表面吸附：由于沉淀表面吸附所引起的杂质共沉淀的现象表面吸附是有选择性的，选择吸附的规律是： ? 第一吸附层：先吸附过量的构晶离子,再吸附与构晶离子大小接近、电荷相同的离子,浓 度较高的离子被优先吸附 ? 第二吸附层：优先吸附与构晶离子形成的盐溶解度小的离子。离子价数高、浓度大的离 子，优先被吸附 减小方法：制备大颗粒沉淀或晶形沉淀，适当提高溶液温度，洗涤沉淀。 （2）形成混晶：沉淀过程中杂质离子占据沉淀中某些晶格位置而进入沉淀内部 形成混合晶体。 减小方法：将杂质事先分离除去，或加入络合剂或改变沉淀剂 （3）包藏或吸留：沉淀速度过快，表面吸附的杂质来不及离开沉淀表面就被随后沉积下来的沉淀所覆盖，包埋在沉淀内部。 减小方法：改变沉淀条件，重结晶或陈化 2. 溶液中某些本来可溶的杂质在沉淀放置一端时间后沉淀到原沉淀表面的现象 减小方法：缩短沉淀与母液的共置时间，或沉淀生成后，及时过滤 3. 提高沉淀纯度的措施 （1）选择合理的分析步骤 ；（2）降低易被吸附杂质离子的浓度 ；（3）选择合适的沉淀剂 （4）选择合理的沉淀条件 ；（5）必要时进行再沉淀 三、沉淀的类型与沉淀条件 1. 沉淀类型 2. 沉淀的形成及其影响因素 3. （1（稀、搅、热、陈） 在稀溶液中进行，降低 Q 值 ，降低杂质浓度 在热溶液中进行，增大溶解度，减少杂质吸附 充分搅拌下慢慢滴加沉淀剂，防止局部过饱和 陈化：当沉淀完全析出后，让初生的沉淀与母液一起放置一段时间的这一过程 （陈化时间：室温下，几小时到十几小时。时间过长，后沉淀加重。 ） 第一节 一、滴定曲线 二、终点的指示方法 （一）铬酸钾指示剂法（Mohr 法，莫尔法）：以铬酸钾为指示剂的银量法。 1. 原理 SP 前：Ag?Cl?AgCl?（白色）Ksp?10?10，溶解度 S?10?5 2?EP：2Ag?CrO4?Ag2CrO4?（砖红色）Ksp?10?12,溶解度 S?10?4 2. 滴定条件 （1）指示剂的用量要适当 （2）应在中性或弱碱性溶液中进行 （3）滴定时应剧烈摇动：AgCl 对 Cl -、AgBr 对Br有较强吸附，剧烈摇动可以有 效解吸附，防止终点提前。 (4) 预先分离干扰离子 3?3?2?2?22?PO 能与 Ag+生成沉淀的阴离子有： 4、AsO4、SO3、S、CO3、C2O4 等 2-2+2+能与 CrO4 生成沉淀的阳离子有： Ba、Pb 等这些干扰离子应预先分离 3. 应用范围 -+-可测 CL， Br，Ag ，CN，不可测 I ，SCN ，因为吸附太强烈 。 （二）铁铵钒指示剂法（Volhard 法，佛尔哈德法 ）：以铁铵钒 NH4Fe(SO4)2 12H2O 为指示剂的银量法。 1. 原理 Ag?SCN?AgSCN?（白色）Ksp?10?12 直接滴定 SP前： EP：Fe?SCN?FeSCN（红色）,K?138 剩余滴定 Ag?(剩余）?SCN?AgSCN?（白色）SP 前：Ag?(过量）?Cl?AgCl?（白色） ?EP：Fe3?SCN?FeSCN2（淡红色） 2. 滴定条件 3-3-（1）在 HNO3 溶液中进行：可防止 Fe3+的水解，许多能与 Ag+生成沉淀的阴离子如 PO4、AsO4、 2-CO3 等也不产生干扰。 +-（2）充分振摇：直接滴定时，AgSCN 吸附 A