专题八化学反应速率化学平衡电解质溶液

1专题八化学反应速率化学平衡电解质溶液【学点指导】一、化学反应速率化学平衡学点1化学反应速率1.化学反应速率基本概念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。常用单位为mol·(L·s)-1或mol·(L·min)-1说明：(1)固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故一般不用固体或纯液体表示反应速率。(2)反应速率一般是指某段时间内的平均速率，非即时速率，不能为负数。2.化学反应速率的规律同一反应，用不同物质表示的速率之比，等于方程式中化学计量数之比。学点2影响化学反应速率的因素1.内在因素(主要因素)：反应物的性质2.外在因素(次要因素)：(1)浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大。增加反应物的量并不能改变速率，由于固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故增加其量并不能改变反应速率。(2)温度：在其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大。(3)压强：在其他条件不变时，对于有气体参加的反应，增大压强，化学反应速率增大。(4)催化剂：在其他条件不变时，加入催化剂，化学反应速率增大。(5)其他：光、电磁波、反应物颗粒的大小等也会影响反应速率。方法点击1.压强对速率的影响，是通过改变气体的浓度来实现的，故一般意义上的增大压强是指压缩气体的体积。对于气体反应体系要注意以下几个问题。(1)恒温时：增大压强引起容器容积缩小引起气体浓度增大引起反应速率增大。(2)恒容时：①充入气体反应物引起气体浓度增大(气体总压增大)引起反应速率增大。②充入惰性气体引起容器内气体总压增大，但反应物浓度不变，反应速率不变。(3)恒压时,充入惰性气体引起容器容积增大引起气体反应物浓度减小引起反应速率减小。2.化学反应速率与化学平衡的关系(1)改变温度，对吸热反应速率的影响，总是超过对放热反应速率的影响：当升高温度时，吸热反应速率增大的倍数＞放热反应速率增大的倍数，故升温化学平衡向吸热方向移动；当降低温度时，吸热反应速率减小的倍数＞放热反应速率减小的倍数，故降温化学平衡向放热方向移动。(2)对有气体参加的化学反应，改变压强，对气体体积之和大的一侧的反应速率的影响，总是超过对气体体积之和小的一侧的反应速率的影响：当增大压强时，气体体积之和大的一侧的反应速率增大的倍数＞气体体积之和小的一侧的反应速率增大的倍数，故加压化学平衡向2气体体积之和小的一侧移动；当减小压强时，气体体积之和大的一侧的反应速率减小的倍数＞气体体积之和小的一侧的反应速率减少的倍数，故减压化学平衡向气体体积之和大的一侧移动。(3)使用催化剂，正、逆反应速率增加或减小的倍数相同，故化学平衡不移动。学点3化学平衡1．概念：在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态叫化学平衡状态。2．特点：“等”——处于密闭体系的可逆反应，化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等。即v(正)=v(逆)≠O。这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。“定”——当一定条件下可逆反应一旦达平衡(可逆反应进行到最大的程度)状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量，物质的量浓度，质量分数，体积分数等)保持一定而不变(即不随时间的改变而改变)。这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。“动”——指定化学反应已达化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，且正反应速率等于逆反应速率，所以化学平衡状态是动态平衡状态。“变”——任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的(与浓度、压强、温度等有关)。而与达平衡的过程无关(化学平衡状态既可从正反应方向开始达平衡，也可以从逆反应方向开始达平衡)。当外界条件变化时，原来的化学平衡即被打破，在新的条件不再改变时，在新的条件下建立起新的化学平衡。新平衡时正、逆反应速率，各组成成分的含量均与原平衡不同。3．化学平衡常数（1）化学平衡常数的数学表达式：在一定条件下，可逆反应：aA+bB=cC+dD达到化学平衡时，badcBADCK][][][][（2）化学平衡常数表示的意义：平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。（3）影响因素：K只是温度的函数，如果正反应为吸热反应，温度升高，K值增大；如果正反应为放热反应，温度升高，K值减小。学点4平衡移动原理如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。它是浓度、压强和温度等外界条件对平衡移动影响的概括和总结，只适用于已经达到平衡状态的可逆反应，未处于平衡状态的体系不能用此原理分析，但它也适用于其他动态平衡体系，如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等。催化剂能够同等程度地增加正反应速率和逆反应速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。二、电解质溶液学点1强弱电解质及其电离1．电解质、非电解质的概念电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。非电解质：在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物。注意：①单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；②CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解质，因为导电的物质不是其本身；③难溶的盐（BaSO4等）虽然水溶液不能导电，但是在融化时能导电，也是电解质。32．电解质的电离（1）强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子，溶液中的离子浓度可根据电解质浓度计算出来。（2）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。如25℃时0.1mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。（3）多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离：H2CO3H+＋HCO3-；HCO3-H+＋CO32-。3．弱电解质的电离平衡（1）特征：①动：υ(电离)＝υ(结合)≠０的动态平衡；②定：条件一定，分子和离子浓度一定；③变：条件改变，平衡破坏，发生移动。（2）影响因素（以CH3COOHCH3COO－+H+为例）①浓度：加水稀释促进电离，溶液中ｎ(H+)增大，c(H+)减小②温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）③相关离子：例如加入无水CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。4．电离平衡常数（K）----弱电解质电离程度相对大小一种参数（1）计算方法：对于一元弱酸HAH++A-，平衡时，)()()(HAcAcHcK对于一元弱碱MOHM++OH-，平衡时，)()()(MOHcOHcMcK（2）电离平衡常数的化学含义：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)越强。（3）影响电离平衡常数的因素：K值只随温度变化。学点2水的电离和溶液的pH1．水的离子积（1）定义H2O=H++OH-；△H＞0，KW=c(H+)·c(OH-)（2）性质①在稀溶液中，Kw只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。②在其它条件一定的情况下，温度升高，KW增大，反之则减小。③溶液中H2O电离产生的c(H+)=c(OH-)④在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中总的离子浓度。酸溶液中c(H+)=c(H+)(酸)+c(H+)(水)≈c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)；碱溶液中c(OH-)=c(OH-)(碱)+c(OH-)(水)≈c(OH-)(碱)，c(OH-)(水)=c(H+)；盐溶液显中性时c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解显酸性时c(H+)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解显碱性时c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。2．溶液的pH（1）定义pH=－lg[H+]，广泛pH的范围为0～14。意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。（2）pH、c(H+)与溶液酸碱性的关系pH（250C）c(H+)与c(OH-)关系(任意温度)溶液的酸碱性4pH7c(H+)＞c(OH-)溶液呈酸性，pH=7c(H+)=c(OH-)溶液呈中性pH7c(H+)＜c(OH-)溶液呈碱性，（3）有关pH的计算①酸溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(H+)(酸)·c(OH-)(水)=c(H+)(酸)·c(H+)(水)；碱溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(OH-)(碱)·c(H+)(水)=c(OH-)(碱)·c(OH-)(水)。②强酸、强碱溶液稀释的计算强酸溶液，pH(稀释)=pH(原来)+lgn(n为稀释的倍数)强碱溶液，pH(稀释)=pH(原来)－lgn(n为稀释的倍数)酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算酸过量→c(H+)→pH恰好完全反应，pH=7碱过量→c(OH-)→c(H+)→pH学点3盐类水解1．概念：盐类水解（如F-+H2OHF+OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（H2OH++OH-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HFF-+H+）。也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。2．水解规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。（1）多元弱酸盐分步水解，如CO32-+H2OHCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。（2）通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。（3）同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/LNa2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/LNH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/LNH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。3．电离平衡与水解平衡的共存（1）弱酸的酸式盐溶液，如：NaHSO3、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、Na2HPO4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。（2）弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如；HAC与NaAc的混合溶液，NH3H2O与NH4Cl的混合溶液，一般等浓度时，弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。4．电解质溶液中的守恒关系（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：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)（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n(Na+):n(C)＝1:1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)5（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-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。学点4沉淀溶解平衡1．溶度积的概念难溶电解质AmBn在水溶液中有如下平衡：AnBm(s)