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高中化学平衡移动重难点解析

CATALOGUE目录平衡移动基本概念与原理沉淀溶解平衡与移动规律酸碱反应中平衡移动问题探讨氧化还原反应中平衡移动分析配合物形成与平衡移动关系研究总结回顾与拓展延伸

01平衡移动基本概念与原理

在一定条件下，可逆反应中正反应速率与逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面静止的状态。化学平衡定义动态平衡，即正逆反应仍在进行，只是速率相等；条件不变，平衡状态不变；条件改变，平衡发生移动。化学平衡特点化学平衡定义及特点

沉淀溶解平衡常数（Ksp）表达式为等于等于生成物浓度的幂之积，例如Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]。意义在于可以判断难溶物的溶解度大小，以及用于难溶电解质溶液中离子浓度的计算。水的离子积常数（Kw）表达式为等于生成物浓度的幂之积，例如Kw=[H+][OH-]。意义在于可以判断溶液的酸碱性以及用于酸碱中和滴定终点的判断。弱电解质的电离平衡常数（Ka、Kb）表达式为等于生成物浓度的幂之积与反应物浓度的幂之积的比值，例如Ka=([H+][A-])/[HA]。意义在于可以判断弱电解质的电离程度大小以及用于弱电解质溶液中离子浓度的计算。平衡常数表达式及意义

升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动。温度增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。浓度对于有气体参加的反应，增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动；减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动。压强催化剂对化学平衡无影响，但能改变反应速率。催化剂影响平衡移动因素剖析

02沉淀溶解平衡与移动规律

当溶液中某种离子的浓度积大于其溶度积时，即QcKsp，就会生成沉淀。通过溶度积常数Ksp可以计算难溶电解质的溶解度，公式为S=(Ksp)^1/n，其中n为沉淀的离子积中离子的个数。沉淀生成条件及溶解度计算溶解度计算沉淀生成条件

当QcKsp时，溶液中离子结合生成沉淀，直至Qc=Ksp时达到平衡。沉淀的生成沉淀的溶解平衡的移动当QcKsp时，沉淀会溶解，释放出离子，直至Qc=Ksp时达到平衡。改变条件（如温度、浓度、pH等）会使平衡发生移动，但移动方向遵循勒夏特列原理。030201沉淀溶解平衡建立过程

在难溶电解质的饱和溶液中，加入含有与该难溶电解质具有相同离子的易溶强电解质，从而使难溶电解质的溶解度降低的现象。例如，在AgCl的饱和溶液中加入NaCl，会使AgCl的溶解度降低。同离子效应在难溶电解质的饱和溶液中，加入不含与该难溶电解质具有相同离子的强电解质，由于溶液中离子总浓度的增加，导致离子间相互作用的增强，从而使得难溶电解质的溶解度增大的现象。例如，在AgCl的饱和溶液中加入KNO3，会使AgCl的溶解度增大。盐效应同离子效应和盐效应对溶解度影响

03酸碱反应中平衡移动问题探讨

强弱电解质在水溶液中行为差异在水溶液中完全电离，不存在电离平衡。如强酸、强碱和大部分盐类。在水溶液中部分电离，存在电离平衡。如弱酸、弱碱和水。强电解质弱电解质，电离程度受温度和浓度影响。强电解质电离过程不可逆，弱电解质电离过程可逆。强电解质弱电解质电离程度电离过程

酸碱指示剂是一类有机弱酸或有机弱碱，其变色原理是由于在不同pH值的溶液中，指示剂分子和离子的存在形式不同，从而呈现不同的颜色。变色原理选择指示剂时，需考虑其变色范围、颜色变化明显程度以及与被滴定溶液的相容性等因素。一般来说，指示剂的变色范围应与被滴定溶液的pH值变化范围相匹配。选择依据酸碱指示剂变色原理及选择依据

作用机制缓冲溶液能够抵抗外来少量强酸、强碱或水的稀释而保持溶液pH值基本不变。其作用机制是通过弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸的混合溶液来实现pH值的稳定。制备方法制备缓冲溶液时，首先选择合适的缓冲对，然后根据所需的pH值和缓冲容量计算所需弱酸（或弱碱）和共轭碱（或共轭酸）的浓度和体积，最后将两者混合即可。常用的缓冲对有磷酸氢二钠-磷酸二氢钠、醋酸钠-醋酸等。缓冲溶液作用机制及制备方法

04氧化还原反应中平衡移动分析

123涉及电子转移的反应，包括氧化和还原两个过程。氧化还原反应定义失去电子的物质为还原剂，得到电子的物质为氧化剂。氧化剂与还原剂根据电子得失守恒原则进行配平。氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应基本概念和规律

03电极电位的应用判断氧化还原反应的方向、计算电池电动势等。01电极电位概念表示氧化还原电对在标准状态下发生氧化还原反应的相对难易程度。02电极电位与氧化还原能力关系电极电位越正，氧化剂的氧化能力越强；电极电位越负，还原剂的还原能力越强。电极电位与氧化还原能力关系

一般情况下，浓度越大，反应速率越快。浓度对反应速率的影响温度对反应速率的影响催化剂对反