化学平衡高考大题_化学平衡高考题全国卷归纳汇总道客巴巴

1.化学平衡：当方程式中只有一种物质是气体时，如A（s）+B（s）=C（g）+D（s）时，增大压强平衡怎样移动？

2.一道高中化学平衡问题

3.高中化学问题，尤其是江苏的老师（2013江苏高考化学15题）

4.高考化学平衡移动问题

5.一道高考化学平衡题

6.哪位朋友帮我做一道高考化学题，关于化学平衡的

7.04年天津高考化学一个化学平衡的问题

化学平衡：当方程式中只有一种物质是气体时，如A（s）+B（s）=C（g）+D（s）时，增大压强平衡怎样移动？

Q:对于「恒压恒温」时，体系充入气体，书上只讨论了充入「惰性气体」→V增大→所有物质C同等程度降低→推得平衡不移动

这个错误,如果左右系数是不同的,那麼其浓度并非同等程度降低,即要根据增大体积,平衡往体积增大的方向移动这个规律.

恒温恒压充入气体A→V增大→A,B,C,D浓度都减小→但是由于充入A，所以A的浓度相对减少的较少→A 的浓度相对而言是增加→平衡正移。这么推理对伐？

正确,用勒夏特列原理一步就可以解决,充入A瞬间A浓度变大,因此平衡朝著减小A浓度的方向移动

B选项对,通入Z平衡向左移动,因此会放出更多热量,温度升高.

A错,通入惰性气体体积变大,反应2逆向移动,会放出热量,温度升高促进反应1逆向移动,c减少

C对,浓度不变温度不变速率不变

D对,通Z平衡左移,y变多

一道高中化学平衡问题

中学阶段说增大压强是指缩小容器的体积，平衡向气体体积减小的方向移动。对于本题来说，向左移动。

这个反应很特殊，平衡常数K是c（C），请注意在温度不变时，K不变，也就是c(C)不变，但反应前后的状态发生了变化，反应前容器的体积大一些，C的物质的量就多一些，反应后容器的体积小一些，C的物质的量就少一些，尽管c(C)不变，但C的物质的量减少了，平衡还是向左移动了，这就是最的说明平衡移动的事实了。

高中化学问题，尤其是江苏的老师（2013江苏高考化学15题）

先提供下答案:

1.浓度大小关系:c(H+)>c(HS-)>c(S2-)

2.加烧碱后,c(S2-)增大,c(H+)减小

3.加无水硫酸铜后,c(S2-)减小,电离平衡向电离方向移动,c(H+)增大

解析如下:

1.在氢硫酸是二元弱酸,在其溶液中存在着两步电离平衡:

H2S=(可逆号)H+ + HS- , HS-=(可逆号)H+ +S2-

第二步电离远远小于第一步电离的程度,故c(HS-)>c(S2-).

再由电荷守恒:c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)

所以:c(H+)>c(HS-)>c(S2-)

2.加入烧碱,即相当于加入了OH-,发生反应:H+ + OH- =H2O,使c(H+)浓度减小且促进电离,c(S2-)增大.(说明:若是大量固体烧碱,还要考虑烧碱溶解时放热,同样会促进电离).

3.加入无水硫酸铜,由于Cu2+ +S2- =CuS(黑色沉淀),故c(S2-)浓度减小且促进电离,电离平衡向电离方向移动,c(H+)增大.

第四章 电离平衡和酸碱理论

§本章摘要§ 1.强电解质的电离

问题的提出 德拜-休克尔理论

2.弱电解质的电离平衡

水的电离平衡 弱酸和弱减的电离平衡 缓冲溶液 盐效应 酸碱指示剂

3.盐类的水解

水解的概念 水解平衡的计算 影响水解平衡的因素

4.酸碱理论的发展

酸碱的质子理论（Bronsted 理论） 酸碱的电子理论 （Lewis 理论）

§2.弱电解质的电离平衡

一.水的电离平衡

1. 水的离子积常数

式中的 K 称为水的离子积常数，经常用 Kw 表示。

Kw 是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本章中使用标准浓度极其频繁，故省略除以的写法。要注意它的实际意义。

H2O = H+ + OH- H > 0 吸热反应。 温度升高时，K 值变大。

温度 / K 273 295 373

Kw 0.13 1.0 74

在溶液中，只要有 H2O, H+, OH- 三者共存，之间就存在如下的数量关系： [ H+ ] [ OH- ] = Kw 不论溶液是酸性，碱性，还是中性。

常温下，[ H+ ] = ，表示中性。因为这时: Kw = 1.0

非常温时，溶液的中性只能是指: [ H+ ] = [ OH- ] 2 pH 值和 pOH 值

pH 表示 - lg [ H+ ]

pOH 表示 - lg [ OH-]

因为 [ H+ ] [ OH- ] = 1.0

所以 pH + pOH = 14

pH 和 pOH 一般的取值范围是 1 - 14 , 但也有时超出,

如 [ H+ ] = 10 , 则 pH = -1

二 弱酸和弱减的电离平衡

1 电离平衡常数

将醋酸的分子式简写成 HAc , 用 Ac- 代表醋酸根 , 则醋酸的电离平衡可以表示成:HAc = H+ + Ac-

用 表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作 。且:

氨水 NH3·H2O 是典型的弱碱，用 ( 简写成 ) 表示碱式电离常数，则有:NH3·H2O = NH4+ + OH-

以 H2S 为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，

第一步 H2S = H+ + HS-

第二步 HS- = H+ +

第一步和第二步的两个方程式相加，得:

H2S = 2H+ +

平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。但是在我们的计算中，近似地认为活度系数 f = 1，即用浓度代替活度。 , 的大小可以表示弱酸和弱碱的离解程度，K 的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。 2 关于电离平衡的计算

例 1. 已知 HF 的 Ka = 6.6 。求 0.01 的 HF 溶液的 [ H+ ] 。

不能近似计算

解得 x = 2.26[ H+ ] = 2.26 若近似计算 x = 2.57 相对误差为 14 % , 过大。

例 2. 求 0.10 的 HAc 的 [ H+ ] , pH 值和电离度。

解：

将平衡浓度代入平衡常数的表达式中:

电离度很小，电离掉的 HAc 也很少。这一点从 K = 1.8 就已经很清楚了。

起始浓度用 C0 表示，C0 = 0.10 , 已解离部分为 x = 1.33, C0>> x , 可以近似地有 C0 - x C0 , 0.10 - x 0.10 . 利用这种 近似，可以简化计算，避免用公式法解一元二次方程。

则有:

误差很小。 近似计算要有条件，以保证误差小。当

可以近似计算。若不满足条件而进行近似计算，误差就会很大。 例 3 求 0.05 H2S 溶液的 [ H+ ] , [ HS-] 和 [ ], 已知 K1 = 1.3 , K2 = 7.1

分析: H2S 的 K1 是 K2 的 倍，由第二步电离出的 H+ 极少。 其余的二元弱酸，如 H2CO3 , H2C2O4 也是这样。这是由于两个方面的原因造成的。首先， H2S 中电离出的 H+ 要克服 HS- 的吸引， 而从 HS- 中电离出的 H+ 要克服 的吸引，故后者更难。其次， 从平衡的角度看问题，第一步电离出的 H+ , 使第二步的电离平衡左移。结论是，二元弱酸的 [ H+ ] 由第一步电离决定。

值得注意的是，

1） 二元弱酸的酸根的浓度等于 K2 ，

2） 在同一溶液中，同一种离子只能有一个浓度。第二步电离出的 [ H+] 与 [ ] 一定相等，但计算过程中任何一个 [ H+ ] 都不表示 第二步 的 [ H+ ] 。

[ ] 的又一种求法：H2S = 2 H+ +

三 缓冲溶液

1 同离子效应

HAc = H+ + Ac - 达到平衡，向溶液中加入 固体 NaAc， 强电解质完全电离:

NaAc = Na+ + Ac-

由于Ac- 的引入，破坏了已建立的弱电解质的电离平衡.

HAc = H+ + Ac -

Ac - 增多, 使平衡左移，使 HAc 的电离度减小。

定义: 在弱电解质的溶液中，加入与其具有相同离子的强电解质，从而使电离平衡左移，降低弱电解质的电离度。这种现象称为同离子效应。

例 4 已知 = 1.8 , 计算 0.10 的 NH3·H2O 的 [ OH- ]；若向其中加入固体 NH4Cl , 使 [NH4 +] 的浓度达到 0.20 , 求 [ OH-] 。

[ OH- ] = 9.0 , [ OH- ] 明显降低， % 电离度也明显降低。 2 缓冲溶液的概念

某化学反应:

要求在 pH = 7 的条件下进行 ( 6 - 8 亦可 ). 现在 1 的水溶液中，拟将 0.01 mol 的 转化成 MY。实际上，当反应进行 5 % 时，即产生 1.0mol 的 ， 使溶液的 pH = 3, 早已破坏了反应条件。如何控制反应体系的 pH 值，以满足反应的条件呢？

人们研究出一种能够抵抗外来少量酸碱的影响和较多水的稀释的影响，保持体系 pH 值变化不大的溶液，我们称之为缓冲溶液。

若向 1 pH = 7 的水中，加入酸碱，则:

0.010 mol HCl pH = 2

0.010 mol NaOH pH = 12

若向 1 的 [ HCN ] = 0.10 + [ NaCN ] = 0.10 溶液中（ pH = 9.40 ) , 加入酸碱 ，则加入:

0.010 mol HCl pH = 9.31

0.010 mol NaOH pH = 9.49

而用水稀释，体积扩大 10 倍时，pH 基本不变。

可以认为 0.10 HCN 和 0.10 NaCN 的混合溶液，是一种缓冲溶液，可以维持体系的 pH 值为 9.40 左右。

3 缓冲作用原理

[HCN] = 0.10 + [NaCN] = 0.10 的 HCN 和NaCN 的混合溶液，为什么具有缓冲作用呢？

由于 Ka = 4.0, 加上同离子效应，故 HCN 极少解离，可以认为 [ HCN ] = 0.10

当 [ HCN ] = [ CN- ] = 0.10 时 , [ H+ ] = Ka = 4.0 , pH = 9.40

外来少量 H+ 时, 与之结合生成 HCN , 于是 [ HCN ] 略增, [ ] 略减 ; 外来少量 OH- 时, HCN与之反应生成 , 于是 [ HCN ] 略减, [ ] 略增 ; 但当 H+ 或 OH- 很少时, 总会近似有: [ HCN ] = [ ] = 0.10 , 故 pH 值变化不大。

用水稀释，使体积扩大 10 倍时，仍会近似有 [HCN] = [] , 故 pH 值变化亦不大。HCN - 其中一个可以抵抗 H+, 另一个可以抵抗 OH- , 我们称其为缓冲对。

若外来的 H+ 或 OH- 的量很大时，[ HCN ] 和 [ CN- ] 将发生很大的变化，不再近似相等。这时， pH 值的变化就会大了。若稀释到 Co/Ka < 400 , 不能近似计算时， pH 值的变化也会很大。故缓冲对的浓度大时，缓冲能力强，我们说它的缓冲容量大。

下面是缓冲对的一些例子:

4 缓冲溶液的计算

例 5 1 溶液中， [ HCN ] = 0.10 ，

[ NaCN ] = 0.10 ，组成缓冲溶液，求其 [ H+ ] 和 pH 值。当分别向其中加入 0.01 mol 盐酸和氢氧化钠时， pH 值各变成多少。已知 HCN 的 Ka = 4.0 , 且忽略体积的微小变化 。

※加入 0.01mol 盐酸 , 即引入 0.01mol H+，最大的变化为

[ ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ HCN ] = 0.10 + 0.01 = 0.11

pH = 9.31

※加入 0.01mol 氢氧化钠, 即引入 0.01mol OH- ，最大的变化为: [ HCN ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ ] = 0.10 + 0.01 = 0.11

同理可得 [ H+ ] = 3.27 , pH = 9.49

对式 （ 1 ）取负对数: (2)

可见缓冲溶液的 pH 值，由两项决定：电离常数 Ka 和缓冲对中的

※为了保证缓冲能力的均衡，缓冲对中两种物质的浓度要接近为好。 一般应在 1 /10 - 10 / 1 之间。这时有 这一 pH 值范围，称为缓冲范围。当然 时最好。

※式 (2)是以弱酸为基础的，以弱碱为基础的公式应为:

例 6 拟配制 pH = 7 的缓冲溶液，如何从下列信息中选择缓冲 对？配比应如何？

解：

可以使 NaH2PO4 和 Na2HPO4 的摩尔比为 1.62 ， 注意两者的浓度皆不宜太小 ，以保证缓冲容量。

四 盐效应

在 NH3·H2O 中加入与其没有共同离子的 KCl , 对 NH3·H2O 的电离度是否会有影响呢？ 实验结果表明，电离度增大。 为什么？

例 7 向 0.10 的 NH3·H2O 中加入 KCl ，使 KCl 的浓度达到 0.2 ，求 [ OH- ] 和电离度。已知 Kb = 1.8

解： KCl 的加入，使溶液中的离子浓度增大，离子氛的作用加强，活度系数 f 变小。KCl 的浓度达到 0.2 时，f = 0.7 . NH3·H2O = NH4+ + OH- 用活度表示平衡常数：.

若不考虑活度系数，或认为 f = 1 , 则 [ OH- ] = 1.34 , = 1.34 %

若考虑活度系数，则:

在此，[ OH- ] = 1.9, 说明已经解离了这些, 才使得活度为 1.34 , 故 = 1.9 % 。 加入 KCl ，使电离度增大，这种作用称为盐效应。

关于盐效应，要注意以下问题： 1）盐效应的影响不大； 2）有同离子效应存在时，不必考虑盐效应； 3）不要求计算，只要求会讨 论问题。

五 酸碱指示剂

1 指示剂的变色原理

能通过颜色变化指示溶液的酸碱性的物质，如石蕊，酚酞，甲基橙等，称为酸碱指示剂。酸碱指示剂一般是弱的有机酸。 现以甲基橙为例，说明指示剂的变色原理。甲基橙的电离平衡表示如下：

分子态 HIn 显红色， 而酸根离子 In- 显**。当体系中 H+ 的浓度大时，平衡左移，以分子态形式居多时，显红色；当体系中 OH- 的浓度大时，平衡右移，以离子态形式居多时，显**。究竟 pH = ? 时，指示剂的颜色发生变化，则与弱酸 HIn 的电离平衡常数 Ka 的大小有关。

2 变色点和变色范围

仍以甲基橙为例， HIn = In- + H+ Ka = 4 当 [ In- ] = [ H In ] 时，[ H+ ] = pKa = 4 , pH = pKa = 3.4，显橙色，介于红色和**之间。

当 pH < 3.4 , H In 占优势时，红色成分大；

当 pH > 3.4 , In- 占优势时，**成分大；

故 pH = pKa 称为指示剂的理论变色点。甲基橙的理论变色点为 pH = 3.4, 酚酞的理论变色点为 pH = 9.1。 距离理论变色点很近时，显色并不明显，因为一种物质的优势还不够大。 当 [ HIn ] = 10 [ In- ] 时， 显红色， 当 [ In- ] = 10 [ H In ] 时，显**。

这时有关系式 pH = pKa 1 , 这是指示剂的变色范围。各种颜色互相掩盖的能力并不相同。红色易显色，对甲基橙，当 [ HIn ] = 2 [ In- ] 时，即可显红色；而当 [ In- ] = 10 [ H In ] 时，才显**。 故甲基橙的实际变色范围为 pH 值在 3.1 和 4.4 之间。酚酞 8.0 - 10.0 。选用指示剂时，可以从手册中查找其变色点和实际变色范围。

高考化学平衡移动问题

CD 本题属于基本理论中化学平衡问题，主要考查学生对速率概念理解与计算，平衡常数概念与计算，平衡移动等有关内容理解和掌握程度。高三复习要让学生深刻理解一些基本概念的内涵和外延。 A.在I中充入1molCO和1molH2O，在II中充入1molCO2和1mol H2，刚开始时，容器I、中正反应速率最大，容器II中正反应速率为零。达到平衡时，容器I温度大于700℃，容器II温度小于700℃，所以，容器I中正反应速率大于容器II中正反应速率。 B.容器III可看成容器I体积压缩一半，各物质浓度增加一倍，若温度恒定，则平衡不移动；但恒容绝热的情况下，容器III中温度比容器I高，更有利于平衡向逆反应方向移动，故平衡常数容器III小于容器I。 C.若温度恒定，容器I、II等效，但两者温度不等。达到平衡时，容器I温度大于700℃，容器II温度小于700℃，有利于容器I平衡向逆反应方向移动，故容器I中CO的物质的量比容器II中的多。 D.若温度恒定，容器I、II等效，容器I中CO的转化率与容器II中CO2的转化率之和等于1。但两者温度不等，达到平衡时，容器I温度大于700℃，容器II温度小于700℃，有利于容器I平衡向逆反应方向移动，有利于容器II平衡向正反应方向移动，故容器I中CO的转化率相应减小，容器II中CO2的转化率同样会相应减小

一道高考化学平衡题

K1>K2;

根据图，在1000°，1100°随着温度上升，产率下降，所以反应平衡常数在减小；

bc

恒容条件，加入与反应无关的气体，平衡不会移动，所以不会改变；

增大容器体积，反应向右移动，所以生成了更多的NO,减小了O2,所以增大；

加入N2H4,反应向右移动，减少了O2,增加了NO,增大；

使用催化剂，平衡不移动，只是加快速率，所以不变；

有问题请追问！

哪位朋友帮我做一道高考化学题，关于化学平衡的

（4）体积不变，后者相当于在原有的基础上增加压强，平衡向正向移动，转化率增大！

（6）等效平衡，把3mol的x物质极值转化成右侧y和z物质，z的最大量是4.5mol：平衡时z的物质的量为0.9mol，又要保持平衡向逆向移动，所以要大于0.9mol小于等于4.5mol，希望你能理解！

04年天津高考化学一个化学平衡的问题

据方程式A+3B可逆符号2C，可以看出：反应每生成2 molC，气体就减少2mol；或者说：反应每生成2体积C，气体就减少2体积。现在生成了0.1V升的C，气体总体积就是减少了0.1V升，减少了0.1V体积以后变为V升，当然原来就是1.1V升；同样从方程式系数可知，生成了0.1V升的C，消耗的A是0.05V升，消耗的B是0.15V升.所以，答案是A。

恒温恒容条件下,开始加入2molSO2和1molO2或2mol SO3(按方程式变为左边后,是2molSO2和1molO2即可)与题干建立的平衡相同,A项会使SO3气体平衡浓度增大.

恒温恒压条件下,只需要开始按2:1通入SO2和O2即建立与题干相同的平衡,加入SO3即相当于按2:1通入SO2和O2,所以B项符合题目要求.

C项充入1molO2(g)后,体积改变,平衡移动,SO3气体平衡浓度改变.

D项Ar(g)不参与反应,不改变各组分的物质的量,但容器体积增大,相当于给体系减压,平衡向左移动,SO3气体平衡浓度改变,不符合题目要求.

故选B