1.定義：
化學平衡狀態：壹定條件下，當壹個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的壹種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
化學平衡的特征
逆（研究前提是可逆反應）
等（同壹物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恒定）
變（條件改變，平衡發生變化）
判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
例舉反應 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物體系中各成分的含量①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數壹定平衡
②各物質的質量或各物質質量分數壹定 平衡
③各氣體的體積或體積分數壹定 平衡
④總體積、總壓力、總物質的量壹定 不壹定平衡
正、逆反應
速率的關系 ①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡
②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆) 平衡
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不壹定等於V(逆) 不壹定平衡
④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆) 不壹定平衡
壓強 ①m+n≠p+q時，總壓力壹定（其他條件壹定） 平衡
②m+n=p+q時，總壓力壹定（其他條件壹定） 不壹定平衡
混合氣體平均相對分子質量Mr ①Mr壹定時，只有當m+n≠p+q時 平衡
②Mr壹定時，但m+n=p+q時 不壹定平衡
溫度 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度壹定時（其他不變） 平衡
體系的密度 密度壹定 不壹定平衡
其他 如體系顏色不再變化等 平衡
（二）影響學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物 的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡_不移動_
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_， V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和_大_的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。
註意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
催化劑對化學平衡的影響：由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。
勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之壹（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
化學平衡常數
（壹）定義：在壹定溫度下，當壹個反應達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是壹個常數____比值。 符號：__K__
（二）使用化學平衡常數K應註意的問題：
表達式中各物質 的濃度是__變化的濃度___，不是起始濃度也不是物質的量。
K只與__溫度（T）___有關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。
稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。
化學平衡常數K的應用:
化學平衡常數值的大小是可逆反應__進行程度__的標誌。K值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應__進行的程度越大，即該反應進行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。 壹般地，K>_105__時，該反應就進行得基本完全了。
可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）
Q_〈__K:反應向正反應方向進行;
Q__=_K:反應處於平衡狀態 ;
Q_〉__K:反應向逆反應方向進行
利用K值可判斷反應的熱效應
若溫度升高，K值增大，則正反應為__吸熱___反應
若溫度升高，K值減小，則正反應為__放熱___反應
＊
等效平衡
概念：在壹定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同壹可逆反應達到平衡後，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。
分類
（1）定溫，定容條件下的等效平衡
第壹類：對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同壹邊的物質的量與原來相同。
第二類：對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。
（2）定溫，定壓的等效平衡
只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。
化學反應進行的方向
反應熵變與反應方向：
熵:物質的壹個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：J*mol-1*K-1
體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同壹物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
反應方向判斷依據
在溫度、壓強壹定的條件下，化學反應的判讀依據為：
ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行
ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態
ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行
註意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
水溶液中的離子平衡
壹、弱電解質的電離
定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質
非電解質 在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物
強電解質 在水溶液裏全部電離成離子的電解質
弱電解質 在水溶液裏只有壹部分分子電離成離子的電解質
電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或***價化合物 非電解質——***價化合物
註意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬於非電解質
③強電解質不等於易溶於水的化合物（如BaSO4不溶於水，但溶於水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
電離平衡：在壹定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態 ，這叫電離平衡。
影響電離平衡的因素：
溫度：電離壹般吸熱，升溫有利於電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液裏加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。
電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第壹步為主）
電離常數：在壹定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是壹個常數。叫做電離平衡常數，（壹般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）
表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下壹般變化不大。
C、同壹溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的電離和溶液的酸堿性
水電離平衡：:
水的離子積：KW = c[H+]?c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]*[OH-] = 1*10-14
註意：KW只與溫度有關，溫度壹定，則KW值壹定
KW不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、堿、鹽）
2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）
③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸堿性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的測定方法：
酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色範圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標準比色卡對比即可 。
註意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或範圍
三 、混合液的pH值計算方法公式
強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH 離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (註意 :不能直接計算[H+]混)
強酸與強堿的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）
稀釋過程溶液pH值的變化規律：
強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n （但始終不能大於或等於7）
弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〈 pH原+n （但始終不能大於或等於7）
強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原－n （但始終不能小於或等於7）
弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原－n （但始終不能小於或等於7）
不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後pH均接近7
稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。
強酸（pH1）強堿（pH2）
混和計算規律
1、若等體積混合
pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合後顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
六、酸堿中和滴定：
鹽類的水解（只有可溶於水的鹽才水解）
鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
鹽類水解規律：
①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解；誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。
②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
鹽類水解的特點：（1）可逆（與中和反應互逆） （2）程度小 （3）吸熱
影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越 高 水解程度越大 （水解吸熱，越熱越水解）
②濃度：濃度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解；OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解）
酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性
②電離程度＞水解程度，顯 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞電離程度，顯 堿 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
雙水解反應：
構成鹽的陰陽離子均能發生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沈澱或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
鹽類水解的應用：
水解的應用 實例 原理
1、凈水
明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+
△
去油汙 用熱堿水冼油汙物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-
藥品的保存 ①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制備無水鹽 由MgCl2`6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然，則：
MgCl2`6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小 比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3`H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
水解平衡常數 （Kh）
對於強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數)
對於強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數）
電離、水解方程式的書寫原則
多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原則：分步書寫
註意：不管是水解還是電離，都決定於第壹步，第二步壹般相當微弱。
多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書寫原則：壹步書寫
溶液中微粒濃度的大小比較
☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：
①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和
②物料守恒: （即原子個數守恒或質量守恒）
某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。