定义：

在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数，用K表示，这个常数叫化学平衡常数。

化学表平衡达式：

对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)来说，化学平衡表达式：
化学平衡常数的意义：

①表示该反应在一定温度下，达到平衡时进行的程度，K值越大，正反应进行的越彻底，对反应物而言转化率越高。
②某一温度下的K′与K比较能够判断反应进行的方向
K′>K，反应正向进行；K′<K，反应逆向进行；K′=K，反应处于平衡状态
(3)化学平衡常数与浓度、压强、催化剂无关，与温度有关，在使用时必须指明温度。
(4)在计算平衡常数时，必须是平衡状态时的浓度。
(5)对于固体或纯液体而言，其浓度为定值，可以不列入其中。
(6)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，若反应方向改变，则平衡常数改变，且互为倒数关系。如：在一定温度下，



化学平衡常数的应用：

1．K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，正向反应进行的程度越大，反应物转化率越大；反之，正向反应进行的程度就越小，反应物转化率就越小，即平衡常数的大小可以衡量反应进行的程度，判断平衡移动的方向，进行平衡的相关计算。
2．若用浓度商(任意状态的生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，符号为Qc)与K比较，可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向。
3．利用K值可判断反应的热效应若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。
4．计算转化率及浓度依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度)，从而计算反应物的转化率。

离子浓度大小比较方法：

(1)考虑水解因素：如溶液

所以
(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的三种溶液中，由大到小的顺序是c>a>b。
(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同浓度的的混合液中，离子浓度顺序为：
的电离程度大于的水解程度。

盐溶液的“三大守恒”:

①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO₃溶液中：

推出：
②物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO₃溶液中nc(Na⁺)：nc(C)＝1：1，
推出：
③质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H⁺）的物质的量应相等。例如在NH₄HCO₃溶液中H₃O⁺、H₂CO₃为得到质子后的产物；NH₃、OH^-、CO₃^2-为失去质子后的产物，故有以下关系：

(2)粒子浓度大小比较的方法：
①单一溶液中离子浓度大小的比较
A. 一元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是：
c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)>c(水电离出的另一离子)
如：在CH₃COONa溶液中各离子浓度大小关系：

B. 二元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是：
c(不水解离子)>c(水解离子)>c(显性离子)> c(二级水解离子)>c(水电离出的另一离子)
如：Na₂CO₃溶液中离子浓度的关系：

②比较不同电解质溶液中同一种粒子浓度的大小。应注意弱酸、弱碱电离程度的大小以及影响电离度的因素，盐类水解及水解程度对该粒子浓度的影响。
③比较经过反应化学反应后离子浓度的大小：
A. 确定电解质溶液的成分
B. 确定溶液中含哪些粒子(分子、离子)，此时要考虑物质的电离和水解情况
C. 确定各种粒子的浓度或物质的量的大小
D. 根据题目要求做出判断
注：要抓住“两小”。即弱电解质电离程度小，故未电离的弱电解质分子数远多于已电离出离子数目；盐的水解程度小，故未水解的粒子数目远多于水解生成的粒子数目

沉淀溶解平衡:

1、定义：在一定条件下，当难容电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。
例如:

2、沉淀溶解平衡的特征：
(1)逆：沉淀溶解平衡是可逆过程。
(2)等：
(3)动：动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率相等且不为零。
(4)定：达到平衡时，溶液中各离子的浓度保持不变，
(5)变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
3、沉淀溶解平衡的影响因素
(1)内因：难溶电解质本身的性质。
(2)外因
a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但不变。
b.温度：多数难溶电解质溶于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时变大。
c.同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入含原体系中某离子的物质，平衡向沉淀生成的方向移动，但不变。
d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系巾某些离子反应生成更难溶的物质或气体的物质，平衡向溶解的方向移动，不变。

沉淀溶解平衡的应用：

1．沉淀的生成
(1)意义：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(2)方法
a．调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使转变为沉淀而除去。
 
b．加沉淀剂法：如以等作沉淀剂，使某些金属离子如等生成极难溶的硫化物 等沉淀，也是分离、除杂常用的方法。

说明：化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于时即沉淀完全。
2．沉淀的溶解
(1)意义：在实际工作中，常常会遇到需要使难溶物质溶解的问题、根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去沉淀溶解平衡体系中的相应离子，使平衡就会向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解。
(2)方法
a．生成弱电解质：加入适当的物质，使其与沉淀溶解平衡体系中的某离子反应生成弱电解质。如向沉淀中加入溶液，结合生成使的溶解平衡向右移动。
b．生成配合物：加入适当的物质，使其与沉淀反应生成配合物。
如:

c．氧化还原法：加入适当的物质，使其与沉淀发生氧化还原反应而使沉淀溶解。


d．沉淀转化溶解法：本法是将难溶物转化为能用上述三种方法之一溶解的沉淀，然后再溶解：
如向中加入饱和溶液使转化为再将溶于盐酸。
3．沉淀的转化
(1)实质：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。 例如
 
(2)沉淀转化在工业上的应用在工业废水处理的过程中，用FeS等难溶物作沉淀剂除去废水中的重金属离子．

固体物质的溶解度:

绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。不同的固体物质在水中的溶解度差别很大，可将物质进行如下分类：

原电池电极反应式的书写：

(1)以铜锌原电池为例：
负极（Zn）：Zn-2e^-=Zn²⁺
正极（Cu）：2H⁺+2e^-=H₂↑
(2)正负极反应式的书写技巧：
①先确定原电池的正负极，在两极的反应物上标出相同数目的电子得失。
②根据物质放电后生成物的组成和电解质溶液中存在的离子，找到电极反应中还需要的其它离子。此时要注意溶液的酸碱性，从而判断应该是H⁺、OH^-还是H₂O参与了反应。因Zn反应后生成了Zn(OH)₂，而KOH为电解质，可知负极上OH^-参与了反应。MnO₂生成了MnO(OH)，即增加了氢元素，可知正极上有水参与了反应。
③根据电子守恒和电荷守恒写出电极反应式，即要注意配平和物质的正确书写形式，应按照离子方程式的书写要求进行。②中反应的电极反应式为：
负极：Zn+2OH^--2e^-＝Zn(OH)₂ 正极：2MnO₂+2H₂O+2e^-＝2MnO(OH)+2OH^-
（若只要求写正极的反应式，也可以写成MnO₂+H₂O+e^-＝MnO(OH)+OH^-）
原电池总反应式的书写：将正负电极反应相加，即为原电池总反应式。

原电池正、负极的判断方法：

原电池有两个电极，一个是正极，一个是负极，判断正极和负极的方法有以下几种。
1．由组成原电池的两极材料判断一般相对较活泼的金属为负极，相对不活泼的金属或能导电的非金属为正极。
2．根据电流方向或电子流动方向判断在外电路，电流由正檄流向负极；电子由负极流向正极
3．根据原电池里电解质溶液中离子的定向移动方向判断在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。
4．根据原电池两极发生的变化来判断原电池的负极总是失电子发生氧化反应，正极总是得电子发生还原反应。
5．X极增重或减轻工作后，X极质量增加，说明X极有物质析出，X 极为正极：反之，X极质量减少，说明X极金属溶解，X 极为负极
6．X极有气泡冒出工作后，x极上有气泡冒出，一般是发生了析出H，的电极反应，说明x极为正极。
7．X极附近pH的变化析氢或吸氧的电极反应发生后，均能使该电极附近电解质溶液的pH增大，因而工作后，X极附近pH增大了，说明X极为正极。
8．特例在判断金属活泼性的规律中，有一条为“当两种金属构成原电池时，活泼金属作负极，不活泼金属作正极”，但这条规律也有例外情况，如Mg和Al为原电池的两极，KOH为电解质溶液时，虽然Mg比Al活泼，但因Mg不和KOH反应，所以Mg作原电池的正极等。