2023届高三化学高考备考一轮复习四大平衡专题课件

这是一份2023届高三化学高考备考一轮复习四大平衡专题课件，共49页。PPT课件主要包含了等效平衡，弱电解质的电离，均为化合物，不移动，溶液pH的测定和计算，实验测定酸碱反应曲线，无影响，盐类的水解等内容，欢迎下载使用。
二、影响化学反应速率的因素内因：参加化学反应的物质的性质影响因素：（1）浓度：其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率加快。原因：浓度增大，单位体积内活化分子增多，有效碰撞次数增多，反应速率加快。（2）压强：对于有气体参加的反应，增大压强（减小容器容积），反应速率增大；减小压强（增大容器容积），反应速率减慢。原因：改变压强，相当于改变浓度。（3）温度：其他条件不变，升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。原因：单位体积内活化分子百分数增加，有效碰撞次数增加，速率加快。（4）催化剂：催化剂能降低反应所需的活化能，加快化学反应速率。（一般指正催化剂）
例题1.对于反应A(g)+3B(g)=2C(g)，下列各数据表示不同条件下的反应速率，其中反应进行得最快的是（）A.v(A)=0.01ml/(L·s)B.v(B)=0.02ml/(L·s)C.v(B)=0.60ml/(L·min)D.v(C)=1.0ml/(L·min)例题2.反应4NH3+5O2=4NO+6H2O，在5L的密闭容器中进行半分钟后，NO的物质的量增加了0.3ml，则此反应的平均速率v(X)为A.v(O2)=0.01ml(L·s)B.v(NO)=0.008ml(L·s)C.v(H2O)=0.003ml(L·s)D.v(NH3)=0.002ml(L·s)答案：1.A 2.CD
例题3.恒容条件下，反应N2+3H2 2NH3中充入He气，反应速率如何变？恒压条件下，反应中N2+3H2 2NH3充入He气，反应速率如何变？答案 不变；变小。例题4.用铁片与稀硫酸反应制取氢气时，下列措施不能使氢气生成速率加大的是（）A.加热B.不用稀硫酸，改用98℅浓硫酸C.滴加少量CuSO4溶液D.不用铁片，该用铁粉答案 B
化学平衡一、化学平衡状态1.定义：指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。2.化学平衡状态的特征：（1）逆：可逆反应（前提，研究对象）（2）动：v(正)=v(逆)≠0（动态平衡）（3）等： v(正)=v(逆)（本质）（4）定：反应混合物中各组分的浓度保持一定，各组分的含量保持不变（标志）（5)变：条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下建立新平衡
【讨论题】可逆反应2NO2 (g) 2NO(g)+O2(g)在密闭容器中反应，达到平衡状态的标志是（）①单位时间内生成nmlO2的同时生成2nmlNO2②单位时间内生成nmlO2的同时生成2nmlNO③用NO2、NO、O2的物质的量浓度变化表示的反应速率的比为2：2：1的状态④混合气体的颜色不再改变的状态⑤混合气体的密度不再改变的状态⑥混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态A.①④⑥ B. ②③⑤ C. ①③④ D. ①②③④ ⑤⑥答案 A 二、勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的条件之一，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。注意：①勒夏特列原理中的“减弱”这种改变，而不是“消除”；②勒夏特列原理只考虑有单个条件的改变；③勒夏特列原理适用于任何动态平衡。
化学平衡的有关计算一、化学平衡计算的基本模式——三行式 mA+ nB pC + qD起始量(ml) a b c d变化量(ml) x nx/m px/m qx/m平衡时(ml) a-x b- nx/m c+ px/m d+ qx/m反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度各物质的转化浓度之比等于方程式中物质的化学计量数之比。1.转化率=反应物转化的物质的量（或浓度、体积）÷反应物起始的物质的量（或浓度、体积）×100℅2.恒温、恒容时：p1/p2=n1/n2（p1、p2代表压强，n1、n2代表物质的量。）恒温、恒压时：V1/V2=n1/n2（v1、v2代表体积）
例1.X、Y、Z都是气体，反应前X、Y的物质的量之比是1:2，在一定条件下可逆反应X+2Y 2Z达到平衡时，测得反应物总的物质的量等于生成物总的物质的量，则平衡时X的转化率A.80 ℅ B.20 ℅ C.40 ℅ D.60℅例2.将2mlN2和6mlH2置于密闭容器中，当有25℅的N2转化为NH3时反应达到平衡。计算：（1）平衡时混合物中各组分的物质的量。（2）平衡时气体的总物质的量。（3）平衡时混合物中各组分的物质的量的百分含量、体积百分含量。（4）平衡混合气的平均相对分子质量。（5）容器中反应前后的压强比。答案1.D 2.（1）H2：4.5ml、N2：1.5ml、NH3：1ml（2）7ml（3）物质的量的百分含量、体积百分含量H2：64.3 ℅ 、N2：21.4 ℅、NH3：14.3 ℅（4）9.7（5）8:7
二、化学平衡的特殊解法1.极端法例3.在密闭容器中进行下列反应X2(g)+Y2(g) 2Z(g)，已知：X2、Y2、Z的起始浓度分别为0.1ml/L,0.3ml/L,0.2ml/L，当反应在一定条件下达到平衡时，各物质的浓度有可能是（）A.Z为0.3ml/L B.Y2为0.2ml/L C.X2为0.2ml/L D.Z为0.4ml/L2.假设法例4.在密闭容器中某反应xA(g)+yB(g) zC(g)，平衡时测得A的浓度为0.5ml/L，保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的两倍，再达平衡时A的浓度为0.3ml/L，下列有关判断正确的是（）A.x+yɑ(HA-)，设有下列四种溶液：的H2A溶液的NaHA溶液的HCl与0.04ml/L的NaHA溶液等体积混合液的NaOH与0.02ml/L的NaHA溶液等体积混合液据此，填写下列空白（填代号）（1）c(H+) 最大的是——，最小的是——。（2）c(H2A)最大的是——，最小的是——。 （3 c(A2-) 最大的是——，最小的是——。答案：（1）A D（2）C D（3）D A
水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离1.H2O+H2O H3O++OH- 简写为：H2O H++OH-实验测定：25°C c(H+)=c(OH-）=1×10-7ml/L2.水的离子积常数：25°C Kw=c(H+) ·c(OH-)=1.0×10-14。3.影响因素：a.温度越高，Kw越大，水的电离度越大，促进水的电离。对于中性水，尽管Kw和电离度增大，但仍是中性。b.加入酸或碱，抑制水的电离， Kw不变二、溶液的酸碱性1.溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系a.溶液中c(H+)>c(OH-) ，且c(H+)>10-7ml/L时，溶液显酸性b.溶液中c(H+)10-7ml/L时，溶液显碱性c.溶液中c(H+)=c(OH-)= 10-7ml/L时，溶液显中性d.无论在什么溶液中，水电离出的H+浓度总等于水电离出OH-的浓度
典例剖析：1.把1mL0.1ml/L的稀硫酸加水稀释制成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+浓度接近于( )A.1×10-4ml/L B.1×10-8ml/LC.1×10-11ml/L D.1×10-10ml/L答案：D例2.水的电离过程为H2O H++OH-，在25°C时，水的离子积：Kw=1×10-14，在35°C时，水的离子积Kw=2.1×10-14，则下列叙述正确的是（）A.c(H+)随着温度的升高而降低B.35°C时,c(H+)7b.pH酸+pH碱HZ（7）判断盐溶液中离子种类及各离子浓度大小的顺序 如0.1ml·L-CH3COONa溶液中c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+) (8) 除杂质 例如除去 MgCl2酸性溶液中的FeCl3，可以加入MgO或Mg(OH)2，促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3而除去 （9）某些活泼金属与强酸弱碱盐反应 如镁粉放入 NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生气体
【小结】（1）盐类水解的实质是水的电离平衡发生移动。（2）只有能与H+或OH-结合生成 难电离物质的离子，如弱酸阴离子和弱碱阳离子，才能使水的电离平衡发生移动。（3）在溶液中盐的离子跟水电离出来的H+或OH-生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。（4）盐类的水解反应可以看作是酸碱中和反应的逆反应。（5）离子反应发生的条件“有水生成”一条可拓展为“有弱电解质”生成。（6）双水解彻底的离子在同一溶液中不能大量共存，如弱碱阳离子（如Al3+、Fe3+）等与弱酸根阴离子（如HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-）注意： Fe3+与HS-、S2-相遇时发生氧化还原反应。
一、沉淀溶解平衡1、定义：一定温度下，难溶物并不是绝对的不溶，而且溶解的可以发生电离。沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。2、特征：（1）等：达到沉淀溶解平衡，沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等（2）逆：沉淀生成过程与沉淀溶解过程是可逆的。（3）动：动态平衡，达到沉淀溶解平衡，沉淀的生成与溶解仍在进行，其速率相等。（4）定：达到沉淀溶解平衡，溶质离子浓度保持不变。（5）变：沉淀溶解平衡是在一定条件下建立起来的，当条件改变，会建立新的平衡。
注意：难溶电解质的溶解平衡和难电离物质（弱电解质）的电离平衡的区别：（1）物质类别方面：难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质﹝如BaSO4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质﹞，而难电离物质只能是弱电解质。（2）变化过程：溶解平衡是指已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化达到平衡状态。3.影响沉淀溶解平衡的因素：（1）内因（决定因素）：溶质本身的性质（2）外因： ①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动 ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程 ③同离子效应：加入电解质离子抑制沉淀的溶解
二、沉淀溶解平衡常数——溶度积常数或溶度积(Ksp)1、定义：难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，其平衡常数为离子浓度系数次方的乘积，为一定值，这个常数称之为溶度积常数，简称为溶度积，用Ksp表示2.表达式：MmAn (s) mMn+(aq)+nAm-(aq)Ksp=[c(Mn+)]m ·[c(Am-)]n例如：AgCl Ag++Cl- Ksp=c(Ag+) ·c(Cl-)
3.溶度积的性质：a.溶度积的大小与难溶电解质性质和温度有关，与沉淀的量无关。b.反映了难溶电解质在水中的溶解能力，相同类型的难溶电解质的Ksp越小，越难溶。如：Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)>Ksp(AgI)溶解度：AgCl>AgBr>AgI说明：①溶度积和溶解度的值都可以用来表示物质的溶解能力。②用溶度积直接比较时，物质的类型必须相同。4.溶度积的应用——计算溶解度及溶液中离子浓度
三、沉淀溶解平衡的应用1.沉淀的生成
①增大溶解平衡中相应离子的浓度，使平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成。 ②要使溶液中的某离子生成沉淀而除去，可增加能与之结合成更难溶物质的离子的浓度。而且生成的难溶物的溶解度越小，效果越好。2.沉淀的溶解【讲解】根据平衡移动原理，对于处在水中的难溶电解质，只要不断降低溶解平衡体系中的相应离子浓度，平衡就向沉淀溶解的方向移动，从而使沉淀溶解。常用促进沉淀溶解的方法：①加入大量的水；②加入强酸；③加入某些盐溶液。
3.沉淀的转化定义：往溶解平衡体系中加入某种离子结合原沉淀电离出的某种离子形成更难溶的沉淀，即将原有沉淀通过加入其他离子转化成溶解度更小的的沉淀。这个过程我们称为沉淀的转化。沉淀的转化实质是沉淀溶解平衡的移动。一般溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。