化学平衡和电解质溶液

第一节化学平衡
一、化学反应速率
化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的一个物理量。

表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加表
B 表示
表达式： B = △c/△t
单位：mol·L 1 ·s1、mol·L1·min 1
影响反应速率的因素：
内因：反应物的本性
外因：浓度(压力) 、温度、催化剂，光、超声波、反应物颗粒大小、溶剂等.
一般地，增加反应物浓度或升高温度可以加快反应速率(反之减慢)，使用催化剂也可改变反应速率。

二、可逆反应和化学平衡
（一）可逆反应和不可逆反应
所谓可逆反应是指在同一条件下既可以向正反应方向进行又可以向逆反应方向进行的反应；
同一条件下，只能向一个方向进行的反应就称为不可逆反应。

实际上在密闭容器中进行的反应，绝大多数都是可逆反应。

化学平衡状态的特点
平衡状态时各种物质的浓度(分压)为一定值
平衡是动态的
到达平衡状态的途径是双向的
化学平衡是有条件的、相对的和可以改变的
化学平衡的移动
一切平衡都是相对的、有条件的。

当外界条件发生变化时，原平衡状态被破坏，经过一段时间后，便会建立起适合于新条件下的新的平衡。

由于外界条件的改变而使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转化的过程叫做化学平衡的移动。

影响化学平衡的因素主要有：浓度(压力)、温度。

注意：催化剂不影响平衡移动。

所有的平衡移动都服从吕·查德里原理:
若对平衡系统施加外力,平衡将沿着减小此外力的方向移动.即:
如以某种形式改变一个平衡系统的条件(如浓度、压力、温度)，平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。

其它条件不变时，增大反应物浓度(减少生成物浓度)时平衡将沿正反应方向移动；
减小反应物浓度(增加生成物浓度)时平衡则沿逆反应方向移动。

注意：
对于有固体或纯液体参加的反应，增加固体或纯液体的量，平衡不移动。

对于有气体参加的反应，若压力的变化引起反应物或生成物浓度的变化，也可能引起平衡的移动。

2、温度的影响
化学反应分为吸热反应和放热反应，对于可逆反应而言，若正反应为吸热，则逆反应为放热。

在其它条件不变时，升高温度，平衡向着吸热反应方向移动（以降低反应体系的温度）；降低温度，平衡向着放热反应方向移动（以升高反应体系的温度）。

标准平衡常数
Kө表示平衡时化学反应进行的程度。

Kө值越大，反应进行得越完全。

Kө仅与温度有关，与浓度无关。

固体或纯液体的浓度不代入平衡常数表达式（1）.
Kө是对应某一具体的反应式。

反应物的平衡转化率
表示可逆反应达平衡时，反应物转化为生成物的百分率。

.
反应物的转化率与温度和起始浓度有关。

温度一定时，某反应物的起始浓度增加，该反应物的转化率反而降低。

弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质
1、电解质和非电解质
电解质：凡是在水溶液中或者熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。

如:大多数酸、碱、盐，水等都是电解质。

非电解质：凡是在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物叫做非电解质。

如:乙醇、蔗糖等大部分有机化合物都是非电解质.
二、弱酸弱碱的解离平衡
注意
Kiө表示弱电解质解离程度大小。

Kiө越小,弱电解质解离越困难,电解质越弱。

Kiө仅与温度有关，与浓度无关。

(由于温度影响较小,一般可不考虑)
2、解离度（电离度）
解离度表示弱电解质解离程度的大小。

解离度与温度和浓度有关。

在温度、浓度相同条件下，电离度越小，电解质越弱。

温度一定时，电解质浓度越小，电离度越大。

弱酸弱碱的解离平衡与一般的化学平衡一样，同样受温度和浓度的影响（电离过程吸热）。

若加水稀释，平衡正向移动，电离度增大.
若加热，平衡右移，解离常数增大(变化不大)。

三、水的解离平衡
水的解离平衡与一般的化学平衡一样，同样受温度和浓度的影响。

如：加NaOH，OH-浓度增大，平衡左移，使H+浓度减小
加盐酸，H+浓度增大，平衡左移，使OH-浓度减小
若加热，平衡右移，水的离子积增大(变化不大) 。

注意：
不仅在纯水中，任何一稀水溶液（无论酸性、中性还是碱性）中均有氢离子和氢氧根离子。

酸溶液中, H+浓度较大,而OH-非常小,一般忽略。

碱溶液中, OH-浓度较大,而H+非常小,一般忽略。

第三节溶液的酸碱性和pH值
一、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。

即: c(H+)＞c(OH-) 溶液显酸性。

c(H+) = c(OH-) 溶液显中性。

c(H+)＜c(OH-) 溶液显碱性。

25摄氏度时
c(H+)＞10-7＞c(OH-) 溶液显酸性。

c(H+) = 10-7 = c(OH-) 溶液显中性。

c(H+)＜10-7＜c(OH-) 溶液显碱性。

二、溶液的pH 值
pH= - lgc'(H+)
pOH= - lgc'(OH-)
25 ℃时，pH + pOH=14
pH＜7时溶液呈酸性。

pH＝7时溶液呈中性。

pH ＞7时溶液呈碱性。

若强酸溶液和强碱溶液等体积混合，
若两溶液的pH值之和为14，则混合后两溶液刚好完全中和，溶液的pH=7.
若两溶液的pH值之和大于14，则混合后碱过量，溶液的pH＞7.
若两溶液的pH值之和小于14，则混合后酸过量，溶液的pH＜7.
三、酸碱指示剂
能在一定pH范围内保持一定颜色的某些有机弱酸或弱碱。

常用的酚酞指示剂就是一种有机弱酸，甲基橙是一种有机弱碱。

第四节盐类的水解
一、离子反应
凡有离子参加的化学反应，称为离子反应。

例如：AgNO3 + NaCl →AgCl↓+ NaNO3
反应的实质是：Ag+ + Cl- →AgCl↓
离子反应发生的条件：
生成难溶或难电离物质（弱电解质、配合物）或有气体放出，或发生氧化还原。

(一)盐类的水解规律
强碱弱酸盐——能水解,水溶液显碱性。

强酸弱碱盐——能水解,水溶液显酸性.
弱酸弱碱盐——能水解,水溶液的酸碱性视生成弱酸、弱碱的Kiө而定。

强酸强碱盐——不水解,水溶液呈中性。

盐类水解的实质
在水溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-作用生成弱电解质的反应，称为盐的水解.
盐的水解反应是酸碱中和反应的逆反应。

(二) 水解平衡
表示盐水解程度大小，仅和温度有关。

水解平衡与一般平衡一样，同样受温度和浓度的影响（水解过程为吸热过程）。

2、水解度(h)
与水解度h均可表示盐的水解程度.
仅与温度有关,与盐的浓度无关；
h与温度和盐的浓度有关。

温度一定时，盐的浓度越小，水解度越大。

例：
(三)影响盐类水解的因素及盐类水解的应用
影响盐类水解的因素
盐的本性
相应的弱酸(碱)越弱，水解程度就越大.
温度
水解反应为吸热，因此升温可促进盐类的水解.
浓度和pH值
一般来说，盐溶液浓度越小，水解程度越大。

由于盐类水解后呈现一定的酸碱性,故改变溶液的pH值,也可以抑制或促使水解。

盐类水解的应用
临床上用碳酸氢钠治疗酸中毒；用氯化铵治疗碱中毒。

明矾用作净水剂(水解产生的氢氧化铝吸附杂质).
某些药物如青霉素钠盐和钾盐（一般制成粉剂）、巴比妥类药物等易水解，必须保存在干燥阴凉处。

在配制某些易水解的盐溶液时,往往需加入一定量的相应酸或碱，以抑制其水解。

易水解盐溶液的配制方法通常有两种：
将易水解的盐先溶解于较浓的酸（碱）中，然后再加水稀释到所需体积。

将易水解的盐直接用稀酸（稀碱）溶解到所需体积。

第五节沉淀-溶解平衡
沉淀-溶解平衡
易溶电解质的饱和溶液也同样存在上述平衡。

沉淀-溶解平衡与一般平衡一样，是一定条件下的动态平衡.
么麻烦的东西。