高中化学教材中，有一个平衡理论体系，包括溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡、络合平衡等。

化学平衡是这一平衡理论体系的核心。系统掌握反应速率与化学平衡的概念、理论及应用对于深入认识其他平衡，重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等，具有承上启下的作用；

对于深入掌握元素化合物的知识，具有理论指导意义。正因为它的重要性，所以，在历年高考中，这一部分向来是考试的热点、难点。

1．高中化学常见四大平衡

2．常见四大平衡研究对象

模型一、化学平衡

研究对象：可逆反应。如：N₂＋3H₂2NH₃ ；ΔH＜0 ，加热不利于氨的生成，增大压强有利于氨的生成。

模型二、电离平衡：

研究对象：弱电解质。如：CH₃COOHH^＋＋CH₃COO^－  ； ΔH>0加热促进电离，稀释电离度增大。

模型三、水解平衡

研究对象：弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。如：Fe^3＋＋3H₂OFe(OH)₃＋3H^＋； ΔH>0配制Fe^3＋溶液应加入少量酸防止Fe^3＋ 水解。不断加热FeCl₃ 溶液，蒸干灼烧可得到Fe₂O₃ 固体。

模型四、溶解平衡

研究对象：气体或固体溶于水形成的饱和溶液中形成的平衡体系。

（1）气体的溶解平衡

如：Cl₂＋H₂OH^＋＋Cl^－＋HClO 当加入NaCl、Na₂CO₃等时平衡会发生移动。当收集Cl₂、SO₂、CO₂、H₂S 等气体时往往分别通过饱和的NaCl、NaHSO₃、NaHCO₃、NaHS等溶液以除去可能有的酸性气体，且抑制气体的溶解。

（2）固体的溶解平衡如：

如：NaNO₃(s)Na^＋＋NO₃^－；ΔH>0 加热促进溶解；Ca(OH)₂(s)Ca^2＋＋2OH^－；ΔH＜0加热溶解度降低；MgCO₃＋H₂O=Mg(OH)₂＋CO₂反应的进行是由于MgCO₃存在溶解平衡；MgCO₃(s)Mg^2＋(aq)＋CO₃^2－(aq)；由于CO₃^2－ 能水解，加热时CO₃^2－的水解程度增大，促进了MgCO₃的溶解，最终MgCO₃ 转化成Mg(OH)₂。

3、知识结构

4、归纳总结 

四大平衡无论是理论学习还是解题方法，都有许多的共通之处。归纳总结四大平衡的共同点是一种有效的复习方法。

1. 所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上

2.平衡特征相同

3.都可借助v-t图学习平衡的建立及平衡的移动

4. 都能用勒夏特列原理解释平衡的移动

勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动． 

平衡的实质是两个变化方向的速率相等，所以影响平衡的因素首先是影响速率的因素：

（1）温度：升温促进吸热过程进行

（2）浓度：增大某物质浓度，平衡向消耗该物质的方向移动

（3）减压或稀释

5. 都存在平衡常数K