高考化學平衡知識點

　　影響化學平衡移動的因素主要有濃度、溫度、壓強等。下面是小編為您帶來的，希望對大家有所幫助。

　　一

　　1、學會舉一反三
　　如電解質和非電解質必須是化合物;電解質不一定導電，導電物質不一定是電解質;非電解質不導電，但不導電的物質不一定是非電解質;電解質必須是化合物本身解離出離子，否則不屬於電解質。只有充分挖掘概念的內涵和外延，才能立於不敗之地。
　　2、水的電離平衡也是化學平衡，影響凶素有
　　①酸、鹼;②溫度;③易水解的鹽;④加活潑金屬等。學會運用勒沙特列原理分析。
　　3、將pH計算公式化
　　cH+混=cH+1Vl+cH+2V2V1+v2適用於兩強酸混合
　　cOH-混=cOH一1V1+c0H-2V2V1+v2適用於兩強鹼混介
　　cOH-混
　　cH+混=cH+酸V酸一c0H-鹼V鹼V酸+V鹼適用於酸鹼混合一者過量時

　　二

　　1、電離平衡的特點：
　　⑴定：溶液中未電離的分子濃度和電離產生的離子濃度將 。
　　⑵動: 電離平衡是一個 平衡。 ⑶等：V電離 V結合>0。
　　⑷變：若條件改變，舊的電離平衡將被 ，會重新建立新的平衡。
　　2、同濃度、同體積的鹽酸和醋酸相比：

	CH+	pH	中和鹼的能力	與活潑金屬產生H2的量	開始與金屬反應的速率
鹽酸	大				大
醋酸		大

　　同pH、同體積的鹽酸和醋酸相比：

	CH+	C（酸）	中和鹼的能力	與活潑金屬產生H2的量	開始與金屬反應的速率
鹽酸	相同		小	小
醋酸		大

　　三

　　1、化學平衡常數
　　1化學平衡常數的數學表示式
　　2化學平衡常數表示的意義
　　平衡常數數值的大小可以反映可逆反應進行的程度大小，K值越大，反應進行越完全，反應物轉化率越高，反之則越低。
　　2、有關化學平衡的基本計算
　　1物質濃度的變化關係
　　反應物：平衡濃度=起始濃度-轉化濃度
　　生成物：平衡濃度=起始濃度+轉化濃度
　　其中，各物質的轉化濃度之比等於它們在化學方程式中物質的計量數之比。
　　2反應的轉化率α：α= ×100%
　　3在密閉容器中有氣體參加的可逆反 應，在計算時經常用到阿伏加德羅定律的兩個推論：
　　恆溫、恆容時： ;恆溫、恆壓時：n1/n2=V1/V2
　　4計算模式
　　濃度或物質的量 aAg+bBg cCg+dDg
　　起始 m n O O
　　轉化 ax bx cx dx
　　平衡 m-ax n-bx cx dx
　　αA=ax/m×100%
　　ωC= ×100%
　　3化學平衡計算的關鍵是準確掌握相關的基本概念及它們相互之間的關係。化學平衡的計算步驟，通常是先寫出有關的化學方程式，列出反應起始時或平衡時有關物質的濃度或物質的量，然後再通過相關的轉換，分別求出其他物質的濃度或物質的量和轉化率。概括為：建立解題模式、確立平衡狀態方程。說明：
　　①反應起始時，反應物和生成物可能同時存在;
　　②由於起始濃度是人為控制的，故不同的物質起始濃度不一定是化學計量數比，若反應物起始濃度呈現 計量數比，則隱含反應物轉化率相等，且平衡時反應物的濃度成計量數比的條件。
　　③起始濃度，平衡濃度不一定呈現計量數比，但物質之間是按計量數反應和生成的，故各物質的濃度變化一定成計量數比，這是計算的關鍵。

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