【文章內容簡介】 n≠p+q時 ②Mr一定時，但m+n=p+q時平衡 不一定平衡平衡 不一定平衡平衡 溫度 體系的密度 其他 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）密度一定如體系顏色不再變化等（二）影響化學平衡移動的因素濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)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，由于濃度不變，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(shù)之和大的方向移動。溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)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。壓強對化學平衡移動的影響影響規(guī)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。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動（2）：由于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_。（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當一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一個常數(shù)比值。符號：K（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：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）關，與反應物或生成物的濃度無關。反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于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。（三）化學平衡常數(shù)K的應用:化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。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。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:反應處于平衡狀態(tài)。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＊四、等效平衡概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，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一類：對于反應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)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(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，：J???mol1?K1(2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o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(jù)。.（3）同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)反應方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為： ΔHTΔS〈0 反應能自發(fā)進行ΔHTΔS=0 反應達到平衡狀態(tài)ΔHTΔS〉0 反應不能自發(fā)進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行（2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)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(tài)下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SONHCO2等屬于非電解質③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的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：在一定的條件下，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(tài)，這叫電離平衡。影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。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：在弱電解質溶液里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，有利于電離。電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫（第一步為主）電離常數(shù)：在一定條件下，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一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：AB1影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClOA++BKi=[ A+][ B]/[AB]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] =107 mol/L。KW = [H+][OH] = 1*1014 注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*1014 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*1014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。變色范圍：甲基橙 ~（橙色）~（紫色）~（淺紅色）pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍 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）(注意 :不能直接計算[H+]混)強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH==H2O計算余下的H+或OH，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積求[OH]混，再求其它）四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n（但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后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。五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7 pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH= pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+若混合后顯中性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：中和滴定的原理 實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH物質的量相等。中和滴定的操作過程：（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在 上，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗（或待測液洗）→裝溶液→排氣泡→調液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗過程酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質的量濃度； V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿= 上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）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(guī)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: HSOH2PO4）③水解程度＞電離程度，顯 堿 性（如：HCOHS、HPO42）雙水解反應：（1）構成鹽的陰陽離子均能發(fā)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。（2）常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlOCO32(HCO3)、S2(HS)、SO32(HSO3)；S2與NH4+；CO32(HCO3)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑鹽類水解的應用： 水解的應用凈水實例 明礬凈水原理Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+去油污用熱堿水冼油污物品 CO32+H2O HCO3+OH①配制FeCl3溶液時常加藥品的保存 入少量鹽酸②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOHFe3++3H2O Fe(OH)3+3H+CO32+H2O HCO3+OH若不然，則：由MgCl26H2O制無水制備無水鹽 MgCl2 在HCl氣流中加熱MgCl26H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合泡沫滅火器 Al3++3HCO3=Al(OH)3↓+3CO2↑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 NH3H2O+H+ c(Cl)c(NH4+)c(H+)c(OH)水解平衡常數(shù)（Kh）對于強堿弱酸鹽：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(shù))對于強酸弱堿鹽：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(shù)）電離、水解方程式的書寫原則1