平衡和电离平衡PPT演示文稿
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广东省惠东县高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡“四大平衡”课件.pptx
可逆的
研究
溶液中的 包括强碱弱酸盐、溶液中的难溶
化学反
对象
弱电解质 强酸弱碱盐及弱 电解质
应
酸弱碱盐
溶液中的氯化
工业合 醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、
举例
银、硫酸钡、
成氨 氨水等 醋酸铵等
氢氧化铁等
3
2．产生原因及影响因素不同 中学化学中的四种平衡产生的原因不同，影响它们的 因素也不完全相同．
(1)化学平衡 可逆反应中，正反应和逆反应同时进行，只是在达到 平衡前，正反应速率大于逆反应速率，当这个可逆反 应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物与 生成物浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡 状态”，这就是化学反应所能达到的限度(同条件下， 反应物的转化率最大)．影响这种平衡的因素有温度、 压强、反应物及生成物的浓度等．
16
2．元素(原子团)守恒
电解质溶液中的某些元素或原子团存在“守恒关系”，
如NH4Cl溶液中存在氮元素守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH
＋
4
)
＝c(Cl－)．这种守恒思想的合理利用往往可以使解题化难
为易．
17
3．质子守恒 电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存 在质子(H＋)的转移，但转移过程中质子数量保持不变， 称为质子守恒．如在NaHS溶液中，存在NaHS的电离 和水解及H2O的电离，其质子转移情况可作如下分析：
在一温度下达到平衡时，K＝ccmpCA··ccqnDB.
(2)平衡转化率
对于一般的化学反应：aA＋b
cC＋dD，达到平衡时
反应物A的转化率为：α(A)＝
A的初始浓度－A的平衡浓度 A的初始浓度
×100%＝c0Ac0－AcA×100%.
强弱电解质及电离平衡ppt课件
定：平衡时分子、离子的浓度不再变化
变：条件改变时，电离平衡发生移动 —勒夏特列原理
强电解质和弱电解质
弱电解质电离的特点
1.电离过程是吸热的。
2.弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。
3.弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。
如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。
【结论】
• HCl 分子在水中完全电离；
• CH3COOH 分子在水中部分电离，且非常微弱。
强电解质和弱电解质
强电解质
电解质
在水溶液里全部电离成离子
①强酸：HCl、H2SO4等；②强碱：NaOH、Ca(OH)2等
③绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等
④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
弱电解质
在水溶液里只有部分分子电离成离子
选项
强电解质
弱电解质
非电解质
A
NaCl
HF
Cl2
B
NaHSO4
NaHCO3
CCl4
C
Ba(OH)2
HCl
Cu
D
AgCl
H2 S
C2H5OH
随堂训练
2.将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项
中，表明已达到电离平衡状态的是( D
)
A．CH3COOH的浓度达到1 mol·L－1
NH3、SO2、CO2 ；
3.电解质的导电：导电的条件是溶于水或熔融状态；
4.导电的本质是自由离子的定向移动；
5.导电能力与离子浓度和离子所带电荷有关。
强电解质和弱电解质
【实验3-1】探究盐酸和醋酸的电离程度
取等体积、0.1 mol/L的盐酸和醋酸溶液，比较其pH值的大小，试验其导电能力，
变：条件改变时，电离平衡发生移动 —勒夏特列原理
强电解质和弱电解质
弱电解质电离的特点
1.电离过程是吸热的。
2.弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。
3.弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。
如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。
【结论】
• HCl 分子在水中完全电离；
• CH3COOH 分子在水中部分电离，且非常微弱。
强电解质和弱电解质
强电解质
电解质
在水溶液里全部电离成离子
①强酸：HCl、H2SO4等；②强碱：NaOH、Ca(OH)2等
③绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等
④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
弱电解质
在水溶液里只有部分分子电离成离子
选项
强电解质
弱电解质
非电解质
A
NaCl
HF
Cl2
B
NaHSO4
NaHCO3
CCl4
C
Ba(OH)2
HCl
Cu
D
AgCl
H2 S
C2H5OH
随堂训练
2.将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项
中，表明已达到电离平衡状态的是( D
)
A．CH3COOH的浓度达到1 mol·L－1
NH3、SO2、CO2 ；
3.电解质的导电：导电的条件是溶于水或熔融状态；
4.导电的本质是自由离子的定向移动；
5.导电能力与离子浓度和离子所带电荷有关。
强电解质和弱电解质
【实验3-1】探究盐酸和醋酸的电离程度
取等体积、0.1 mol/L的盐酸和醋酸溶液，比较其pH值的大小，试验其导电能力，
《电离平衡》PPT课件
● 液氨----HCl、HNO3、HAc的拉平溶剂
液氨碱性比水强！！！
7.2.2 水的电离与溶液的酸度
1．水的电离
水分子电离程度较小：
H2O（l）+ H2O（l）= H3O++ OHH2O（l）= H++ OH-
295K： KӨ=KW=[H+][ OH-]=1.0× 10-14 Kw称水的离子积常数
NH +4
H+ + NH3
H2PO-4
H+ + HPO42-
H2SO4 H+ + HSO-4
HSO-4
H+ + SO24-
● 共轭关系，互为共轭酸碱对。 酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱它的共轭碱越强
◆ 有的离子可以是碱，也可以是酸，如HSO4-等 ◆ 没有盐的概念。盐在在质子论中都是离子酸或离子碱。
[In]/[HIn]≤1/10时----HIn的颜色 [In]/[HIn]≥10/1时----In的颜色 [In]/[HIn]=1时 ----理论变色点
pKHIn± 1的pH范围称为指示剂的变色pH范围
甲基橙 ( Methyl Orange， MO)
(CH3)2N—
—N=N—
—SO3-
4.4 黄
OH- H+ pKa=3.4
Kw意义----一定温度时水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常
数
温度升高，KW增大
2．溶液的pH值
● 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度 ----溶液酸碱性的定
量标度
● 在[H+]<1mol·L-1时，pH值表示溶液的酸度 pH =-lg[H+] pOH=- lg
液氨碱性比水强！！！
7.2.2 水的电离与溶液的酸度
1．水的电离
水分子电离程度较小：
H2O（l）+ H2O（l）= H3O++ OHH2O（l）= H++ OH-
295K： KӨ=KW=[H+][ OH-]=1.0× 10-14 Kw称水的离子积常数
NH +4
H+ + NH3
H2PO-4
H+ + HPO42-
H2SO4 H+ + HSO-4
HSO-4
H+ + SO24-
● 共轭关系，互为共轭酸碱对。 酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱它的共轭碱越强
◆ 有的离子可以是碱，也可以是酸，如HSO4-等 ◆ 没有盐的概念。盐在在质子论中都是离子酸或离子碱。
[In]/[HIn]≤1/10时----HIn的颜色 [In]/[HIn]≥10/1时----In的颜色 [In]/[HIn]=1时 ----理论变色点
pKHIn± 1的pH范围称为指示剂的变色pH范围
甲基橙 ( Methyl Orange， MO)
(CH3)2N—
—N=N—
—SO3-
4.4 黄
OH- H+ pKa=3.4
Kw意义----一定温度时水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常
数
温度升高，KW增大
2．溶液的pH值
● 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度 ----溶液酸碱性的定
量标度
● 在[H+]<1mol·L-1时，pH值表示溶液的酸度 pH =-lg[H+] pOH=- lg
人教版《电离平衡》课件PPT
(5)相同温度下，向1 mol·L－1的醋酸溶液中加入少量冰醋酸，其电离度变小( )
增__大__
减__小__
减__弱__ 不__变__
9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2
加入少量冰醋酸 向右 9×10－10，H2S：Ka1＝4.
错因：________________________________________________________
谁不向前看，谁就会面临许多困难。
加NaOH(s) 向右 c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
在年轻人的颈项上，没有什么东西能比事业心这颗灿烂的宝珠。
减__小__ 减__小__ 增__强__ 不__变__
7×10－15，则反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能否发生？
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
6.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变 化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液 分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线 示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O 溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线 的是
√
解析 HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与 HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀 释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反 应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH 均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液 被稀释，有下降趋势。
增__大__
减__小__
减__弱__ 不__变__
9×10－10分别是下列有关的三种酸的电离常数(25 ℃)，若已知下列反应可以发生：NaCN＋HNO2
加入少量冰醋酸 向右 9×10－10，H2S：Ka1＝4.
错因：________________________________________________________
谁不向前看，谁就会面临许多困难。
加NaOH(s) 向右 c点的混合溶液中，c(Na＋)>c(K＋)>c(OH－)
在年轻人的颈项上，没有什么东西能比事业心这颗灿烂的宝珠。
减__小__ 减__小__ 增__强__ 不__变__
7×10－15，则反应Na2S＋HCN===NaHS＋NaCN能否发生？
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。
6.电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变 化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液 分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线 示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O 溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线 的是
√
解析 HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与 HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀 释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反 应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH 均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液 被稀释，有下降趋势。
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》PPT课件(27页)人教版高中化学选修4
件变化时，不影响电离常数K，但影响电离度α。例如向
弱电解质HA的溶液中加入少量烧碱溶液，平衡右移，HA
的电离程度增大，但K并未改变。
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》 PPT课 件（27 页）人 教版高 中化学 选修4
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【问题探究2】(2)同一温度下，H2CO3的电离平衡常数 Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，有人认为Ka1、Ka2差 别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电 离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响 平衡常数因素的角度阐明你的观点。
－)·c(H＋)]/c(CH3COOH)，NH3·H2O的电离常数的表达式
是Kb＝[c(NH4+)·c(OH－)]/c(NH3·H2O)。 意义：表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，
弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》 PPT课 件（27 页）人 教版高 中化学 选修4
一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小；相同浓度下，
同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》 PPT课 件（27 页）人 教版高 中化学 选修4
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》 PPT课 件（27 页）人 教版高 中化学 选修4
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
2．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H ＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是( )
①加少量烧碱固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸
弱电解质HA的溶液中加入少量烧碱溶液，平衡右移，HA
的电离程度增大，但K并未改变。
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》 PPT课 件（27 页）人 教版高 中化学 选修4
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【问题探究2】(2)同一温度下，H2CO3的电离平衡常数 Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，有人认为Ka1、Ka2差 别很大的主要原因是第一步电离产生的H＋对第二步的电 离起抑制作用造成的。你认为这种观点对吗？试从影响 平衡常数因素的角度阐明你的观点。
－)·c(H＋)]/c(CH3COOH)，NH3·H2O的电离常数的表达式
是Kb＝[c(NH4+)·c(OH－)]/c(NH3·H2O)。 意义：表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，
弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》 PPT课 件（27 页）人 教版高 中化学 选修4
一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小；相同浓度下，
同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》 PPT课 件（27 页）人 教版高 中化学 选修4
3《电离平衡的移动及电离平衡常数》 PPT课 件（27 页）人 教版高 中化学 选修4
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
2．已知0.1 mol·L－1的醋酸溶液中存在电离平衡：
CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使溶液中c(H ＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是( )
①加少量烧碱固体 ②升高温度 ③加少量冰醋酸
第3章电离平衡.ppt
（给出质子能力越强则酸越强。）
•碱— 凡能接受质子的物质都是碱。 （接收质子能力越强则碱越强。）
• 按是照碱酸；碱而质HA子c、理H论C，l、NNHH3、4+等Ac都-、是C酸O3。2-等都 •在酸碱质子理论中酸碱有共轭系：
—— 酸给出质子变为其共轭碱 —— 碱接收质子变为其共轭酸
例如：HAc(共轭酸) H+ + Ac-(共轭碱) HAc 和 Ac-称为共轭酸碱对
- H+
HAc + OH -
+ H+
4、 质子理论的优点
（1）扩大了酸碱的范围；
（2）把酸碱中和反应，酸碱的电离及盐类的 水解都归结为共轭酸碱对间的反应，使溶 液中的平衡趋于简单化，所以非常实用。
5、 质子理论的局限性
无法处理无质子的物质，即不能解释 不含氢的物质。
三、 酸碱电子理论 • 定义：
酸—凡能接受电子对的物质都是酸(如:H+)， 因此又称为“电子对接受体”。
碱—凡能给出电子对的物质都是碱(如:NH3)， 因此又称为“电子对给予体”。
• 反应实质：形成配位键并生成配合物。
• 优点：P79
• 缺点：对酸碱的认识过于笼统，因此不容 易掌握酸碱的特性。
第二节 溶液的酸碱性
1、 水的电离： H2O H+ + OH-
•注意： ① ②式不仅适用于纯水,也适用于任何
水溶液。水溶液是指以水为溶剂的溶液，不单纯 指纯水。
•Kw 的意义：表明在一定温度下，水溶液中氢离 子和氢氧根离子浓度的乘积是一个 常数。Kw 是一个平衡常数，具有 平衡常数的性质。即 Kw不受 C 的 影响而受T的影响。
据① ②式：已知[H+]，可求[OH-]=Kw/ [H+]
•碱— 凡能接受质子的物质都是碱。 （接收质子能力越强则碱越强。）
• 按是照碱酸；碱而质HA子c、理H论C，l、NNHH3、4+等Ac都-、是C酸O3。2-等都 •在酸碱质子理论中酸碱有共轭系：
—— 酸给出质子变为其共轭碱 —— 碱接收质子变为其共轭酸
例如：HAc(共轭酸) H+ + Ac-(共轭碱) HAc 和 Ac-称为共轭酸碱对
- H+
HAc + OH -
+ H+
4、 质子理论的优点
（1）扩大了酸碱的范围；
（2）把酸碱中和反应，酸碱的电离及盐类的 水解都归结为共轭酸碱对间的反应，使溶 液中的平衡趋于简单化，所以非常实用。
5、 质子理论的局限性
无法处理无质子的物质，即不能解释 不含氢的物质。
三、 酸碱电子理论 • 定义：
酸—凡能接受电子对的物质都是酸(如:H+)， 因此又称为“电子对接受体”。
碱—凡能给出电子对的物质都是碱(如:NH3)， 因此又称为“电子对给予体”。
• 反应实质：形成配位键并生成配合物。
• 优点：P79
• 缺点：对酸碱的认识过于笼统，因此不容 易掌握酸碱的特性。
第二节 溶液的酸碱性
1、 水的电离： H2O H+ + OH-
•注意： ① ②式不仅适用于纯水,也适用于任何
水溶液。水溶液是指以水为溶剂的溶液，不单纯 指纯水。
•Kw 的意义：表明在一定温度下，水溶液中氢离 子和氢氧根离子浓度的乘积是一个 常数。Kw 是一个平衡常数，具有 平衡常数的性质。即 Kw不受 C 的 影响而受T的影响。
据① ②式：已知[H+]，可求[OH-]=Kw/ [H+]
电离平衡PPT课件
( 填变变大大、变小、不变或
不能确定
画出用水稀释冰醋酸时离子浓度随加 水量的变化曲线。
第9页/共38页
问题讨论
• 2.金属导电与电解质溶液导电有何不同？升温对二者的导电性有何影响？
自由电子的定向移 动；自由移动的离 子定向移动
*升温，金属导电性减 弱；电解质溶液导 电性增强
第10页/共38页
问题讨论
用负指数来表示稀溶液的酸碱性很不方便，为此采用c(H+)的负对数 来表示稀溶液的酸碱性强弱，称溶液的pH，pH=－lg｛c(H+)｝。
因为c(H+)×c(OH－)=1×10-14 在酸性溶液中，c(H+)>c(OH－), pH<7 在碱性溶液中，c(OH－)> c(H+), pH>7 从pH的定义知，c(H+)越大，pH越小，溶液的酸性越强。c(OH－)越大 ，c(H+)越小，pH越大，溶液的碱性就越强。
强酸：c(酸)→c(H+)→pH 强碱：c(碱) →c(OH－) c(H+)→pH 如：求0.01mol/L的HCl溶液的pH。 解：c(H+)=c(HCl)=1×10-2mol/L， pH=－lg｛c(H+)｝=－lg1×10-2=2。 如：将0.8g NaOH溶于水，配成200mL溶液，求所得溶液的pH 是多少？
②测定溶液pH的方法：用pH计或pH试纸，pH试纸 的使用方法：用玻璃棒把待测试液点在pH试纸中 间，把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比，来测 定溶液的pH。注意，不能将pH试纸润湿，因为这 样测得的是待测溶液稀释后的pH。
第28页/共38页
四、溶液的pH的计算方法
1．简单的酸、碱溶液的pH的计算 强酸、强碱的溶液的pH：
人教版《电离平衡》课件PPT5
可逆过程，部分电离
既有电离出的阴、阳离 子，又有电解质分子
强电解质和弱电解质
强电解质和弱电解质
2、强电解质和弱电解质 (2)强、弱电解质的概念及比较
强电解质
弱电解质
化合物类型 离子化合物、共价化合物
共价化合物
电离方程式(举例) 共同特点
KNO3==K++NO3− CH3COOH
H2SO4==2H++SO42− NH3·H2O
弱电解质的电离
1、电离方程式 (2)电离方程式的书写 ⑤强酸的酸式盐完全电离
NaHSO4 == Na++H++SO42－ ⑥弱酸的酸式盐第一步完全电离
NaHCO3==Na+ +HCO3－
HCO3－
总结规律:强等号H+,+弱C可O3逆2−，多元弱酸分步写，多元弱碱一步完。
弱电解质的电离
弱电解质的电离
表示电解质在水溶液中或熔融状态下电离成能够自由移动的离子的式子叫做电离方程式。
⑤2强、强强 电酸电的解解酸质质式和盐和弱完电弱全解电电质离解质
追踪着鹿的猎人是看不见山的。
2、强电解质和弱电解质 寄言燕雀莫相唣，自有云霄万里高。
强电解质和弱电解质
有志者自有千方百计，无志者只感千难万难。
变：当外界条件(如2、温度强、电浓度解)改质变时和，弱电离电平解衡被质破坏
D．SO2
不为穷变节，不为贱易志。
有志者自有千方百计，无志者只感千难万难。
无随所堂求则检无测所获。
有志者自有千方百计，无志者只感千难万难。
男子千年志，吾生未有涯。
少年心事当拿云。
才自清明志自高。
壮志志高与 山毅峰力矮是，事路业从的脚双下翼伸。
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1.00
1.20 0.40
0.013 1、实验1，反应物在10～20min内平均速率是______ 0.0065 mol· L-1 · min-1 ,B在10～20min内平均速率是_______ mol· L-1 · min-1
例1：某化学反应2A B+D在2L的密闭容器中进 行四种不同条件的反应，B、D起始浓度为0。A 的物质的量随反应时间（min）的变化情况如下
第二章 化学平衡 电离平衡
复习课
一、知识网络
定义及表示方法
化学反应速率
化 学 平 衡 与 电 离 平 衡
化 学 平 化学 衡 平衡
实验
影响ν 的因素：内因和外因（c、T、P 和催化剂等） 简单计算
化学平衡的定义、平衡的标志和特征 影响化学平衡的外界条件：c、P 、 T影响规律 勒夏特列原理 平衡理论体系：溶解结晶平衡、化学平衡、电离平衡和水解平衡 有关计算：起始浓度、平衡浓度、转化率
时
实验 序号
1
n
温度
间
0 2.0
10 1.60
20 1.34
30 1.14
40 1.00
50 1.00
60 1.00
800℃
2
3 4
800℃
800℃ 820℃
2.0
n3 2.0
1.20
1.84 0.80
1.00
1.50 0.50
1.00
1.26 0.40
1.00
1.20 0.40
1.00
1.20 0.40
【例2 】 下列说法中，可以表明N2+3H2
2NH3已达平衡的是( AD)
A、1mol N≡ N键断裂的同时，有3molH-H形成 B、 1mol N≡ N键断裂的同时，有3molH-H断裂 C、 1mol N≡ N键断裂的同时，有6molN-H形成 D、 1mol N≡ N键断裂的同时，有6molN-H断裂 ⑫影响化学平衡的因素（内因、外因） 内因：参加反应的物质的性质。 外因：c、P、T ①c：c(反)增大或c(生)减小，→， c(反)减小或c(生)增大，←。 ②P：P增大，平衡向气体总物质的量减少的方向移动。 当P减小呢？对于反应前后气体总物质的量不变的反应呢？ ③T：T升高，平衡向吸热的方向移动。T降低呢？
催化剂只能同等程度地改变ν (正)和ν (逆) ，对平衡无影响。
⑬勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如c、P orT 等），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。
【例3】在一密闭烧瓶中注入NO2，在25℃时建立下列平衡： 2NO2 N2O4＋Q，若把烧瓶置于100℃的沸水中，下列情况： ①颜色②平均摩尔质量③质量④压强⑤密度中不变的是（ A ） A.③⑤ B.③④ C.②④ D.①③ [例4]在一定体积的密闭容器中放入3L气体R和5L气体Q，在 一定条件下：2R (g) +5Q (g) 4X (g)+nY (g)反应完 全后，容器温度不变，混合气体的压强是原来的85.7% , 则方程式中n值为（ Ａ ） Ａ、２ Ｂ、３ Ｃ、４ Ｄ、５
时
实验 序号
1
n
温度
间
0 2.0
10 1.60
20 1.34
30 1.14
40 1.00
50 1.00
60 1.00
800℃
2
3 4
800℃
800℃ 820℃
2.0
n3 2.0
1.20
1.84 0.80
1.00
1.50 0.50
1.00
1.26 0.40
1.பைடு நூலகம்0
1.20 0.40
1.00
1.20 0.40
电解质与非电解质、强电解质与弱电解质
电 离 平 衡
电离平衡与水的电离及其影响因素（c、T） 概念及实质
盐类 的水解
影响因素及应用
水解的化学方程式和离子方程式 水解的规律及应用 原理和操作（准备、滴定、数据记录及处理） 计算公式、误差分析
酸碱 中和 滴定
二、知识点
1、化学反应速率ν ⑪定义： 化学反应速率——用单位时间内反应物浓度的减少或生成 物浓度的增加来表示化学反应进行快慢的物理量。 ⑫表达式： ν =△c/△t=△n/(V· △t) 单位：mol· l-1· s-1 OR mol· l-1· min-1 ⑬注意事项： ① ν 都为正值； ②在相同时间内，同一反应中用不同物质来表示的ν ， 其数值可能不同，但表示的意义相同：都表示了该反应进 行的快慢。各物质的ν 之比等于其系数之比。
②可逆反应达平衡的标志：ν (正)=ν (逆)，各浓度不变
③化学平衡的特征： 等、动、定、变、同
【例1】在一定T下，反应A2(g) +B2(g) 的标志是（ B ） 2AB(g)达到平衡状态
A、单位时间内生成n mol A2的同时生成n mol AB B、单位时间内生成2n mol AB的同时生成n mol B2 C、单位时间内生成n mol A2的同时生成n mol B2 D、容器内的总压强不随时间而变化
当降低温度呢？ ③P：（只对有气体参加的反应而言）P增大，ν 增大，ν (正)、 ν (逆)都增大。（因为P增大，容器的体积缩小，各物质 的浓度都有增大，所以ν (正)、ν (逆)都增大。 ） 当P降低呢？
【例3】甲、乙两容器内都在进行A+3B→ 2C的反应，甲中每分钟 内A减少了4mol，乙中每分钟内A减少了2mol，则两容器中的反 应速率（ D ） A、甲快 B、乙快 C、相等 D、无法判断
1.00
1.20 0.40
2、在实验3中，为什么在第40分钟以后 A的物质的量保持不变了？
反应达到了化学平衡状态
化学平衡状态
在一定条件下的可逆反应，正反应和逆 反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度 保持不变的状态。
2、化学平衡
⑪化学平衡的定义、平衡的标志和特征 ①定义：
化学平衡——在一定条件下的可逆反应，同一物质的正反应和逆 反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
【例4】100mL6 mol·L－1的硫酸与过量的锌粉反应，在一定温度 下，为了减小反应的速率，但又不影响生成H2的总量，可向反应 物中加入适量的（BC ） A.Na2CO3固体 B.H2O C.K2SO4溶液 D、盐酸
例1：某化学反应2A B+D在2L的密闭容器中进 行四种不同条件的反应，B、D起始浓度为0。A 的物质的量随反应时间（min）的变化情况如下
⑭影响化学反应速率的因素（内因和外因） 内因：决定化学反应速率的主要因素是（ 参加反应的物质的性质 ） 外因： ①C：增大浓度，ν 增大。增大反应物的浓度，ν (正)增大， 增大生成物的浓度，ν (逆)增大。 当减小浓度呢？减小反应物的浓度呢？减小生成物的浓度呢？ ②T：升高温度，ν 增大。T升高，ν (正)增大，ν (逆)增大。