第二章化學平衡

第一節化學反應速率第二節化學平衡第三節電離平衡第四節鹽類的水解第五節酸堿中和滴定第一節化學反應速率有些塑料的分解需要幾百年的時間?，F在的生物降解材料的分解也需要幾周的時間。而有些反應，例如核反應。在很短的時間內就可以完成反應，巨大的能量在一瞬間放出，所以無控制的核反應是很危險的。1、定義：化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的。通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。一.化學反應速率在一定條件下2升的反應容器中充入1molN2和3molH2發生下反應，N2+3H2=2NH3，5分鐘后測得體系內N2為0.75mol，H2為2.25mol，NH3為0.5mol，則NH3的反應速率為_____________。如果用H2濃度的變化表示反應速率應為多少？如果用N2呢？三個速率的關系如何？2、同一反應中各物質速率關系一定條件下，用不同的物質來表示某反應的速率，其數值可能不同，但表示的意義相同。且它們的數值之比等于反應方程式中系數比。如N2+3H2=2NH3

132二.影響反應速率的條件1、濃度對反應速率的影響結論：增大某反應物的濃度可以加快反應速率；減小某反應物的濃度會減慢反應速率。2、壓強對反應速率的影響

對于氣體來說，當溫度一定時，氣體的體積與外界壓強成反比。壓強對化學反應速率的影響實質上是通過改變氣體反應物的濃度來實現的。結論：加壓可提高有氣體參加的反應速率。壓強對固相、液相反應的反應速率無影響。注意：對于可逆的氣相反應，增大壓強使正逆反應速率均增大。3、溫度對反應速率的影響結論：升高溫度可以加快反應速度。為什么夏天食物容易變質？為什么我們用冰箱保存食物？注意：對于可逆反應，升高溫度使正逆反應速率均增大。4、催化劑等因素的影響

催化劑有加快反應速率的催化劑，也有減慢反應速率的催化劑，一般在沒特殊指明的情況下都是指加快反應速率的催化劑。結論：適當的催化劑可以有效的增大化學反應速率。小結：對于同一個化學反應來說，條件不同，反應速率會發生變化。一般來講，增大反應物濃度、升高溫度、對于有氣體參與的反應增大壓強、使用催化劑，均可以增大化學反應速率。第二節化學平衡在工業生產中，只考慮化學反應的速率問題是不夠的。為了更好的控制生產成本，還需要同時考慮化學反應所能達到的最大限度。這就涉及到化學反應進行的程度問題了?；瘜W平衡就是研究可逆反應進行程度規律的。一.化學平衡的建立如果外界條件不變，反應無論進行多長時間，反應混合物中各種物質的濃度都不再發生變化。二.有關化學平衡的若干問題1.建立化學平衡的標志：正反應速率等于逆反應速率反應混合物中各組分的百分含量保持一定2.化學平衡的特征：動，化學平衡為動態平衡，化學反應仍在進行，沒有停止。等，達到化學平衡時，正反應速率等于逆反應速率。定，達到化學平衡時，平衡混合物中各組分含量一定。變，當外界條件發生改變時，原有平衡就會被破壞，并在新的條件下建立新的平衡，這一過程叫做平衡的移動。三.影響化學平衡的條件對于某一平衡體系，改變反應條件（濃度、壓強、溫度等），可以使原有的平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡。這個過程叫做平衡的移動。1.濃度對化學平衡的影響其他條件不變的情況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度，都可以使平衡向正反應方向移動；增大生成物濃度或減小反應物濃度，都可以使平衡向逆反應方向移動。2.壓強對化學平衡的影響對有氣體參加且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，在平衡時，其他條件不變時，增大壓強，平衡向氣體體積減小方向移動，反之，當減小壓強，平衡向氣體體積增大方向移動。對固體或液體反應或反應前后氣體體積相等的可逆反應，壓強的改變并不能引起平衡的移動。3.溫度對化學平衡的影響在其他條件不變時，若升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動；反之降低溫度，平衡向著放熱反應的方向移動。勒夏特列原理（平衡移動原理）如果改變影響平衡的一個條件（如溫度、壓強、濃度等），平衡就向著能夠減弱這種變化的方向移動。催化劑能否使平衡發生移動？催化劑能夠同等程度地增加或減少正逆反應速率，因此化學平衡不移動。但它能縮短反應達到平衡狀態的時間。第三節電離平衡在水溶液中，弱電解質的電離過程是可逆的。這個可逆的過程與可逆的化學反應一樣，也可以用勒夏特列原理來描述。一.概念復習強電解質的概念

在水溶液中能夠全部電離為相應離子的電解質強電解質的范圍

強酸、強堿、大部分鹽寫出下列物質的電離方程式：

H2SO4HNO3NaHSO4Ba(OH)2KHCO3

弱電解質的概念

在水溶液中能夠部分電離為相應離子的電解質弱電解質的范圍

弱酸、弱堿、水寫出下列物質的電離方程式：

CH3COOHH2SO3H2O

氨水二.勒夏特列原理對電離平衡的影響1.如何解釋電離平衡的建立？2.改變外界條件對電離平衡的影響？第四節鹽類的水解[討論]

酸溶液呈酸性，堿溶液呈堿性。鹽的水溶液是否是中性？一.水的電離水是一種極弱的電解質，可以微弱的電離H2O+H2O

H3O++

OH--

上式可簡寫為：OH--

H2O

H++二.水的離子積常數在25℃時，1L純水中只有1ⅹ10-7

mol電離，因此純水中H+、OH—濃度各等與1ⅹ10-7

mol/L.其c(H+)與c(OH--)的乘積為一常數。用Kw

表示

c(H+)c(OH--)=Kw

=

1ⅹ10-14

常溫時，由于水的電離平衡存在，不僅是純水，在酸性、堿性的稀溶液中，H+

和OH—濃度的乘積也總是常數Kw溶液的pH值與酸堿性強弱的關系酸性溶液[H+]＞[OH-][H+]＞1×10—7mol/L堿性溶液[H+]＜[OH-][H+]＜1×10—7mol/LpH=7pH＜7pH＞7討論：pH值變化與酸堿性變化的關系怎樣？

pH值越大堿性越強，pH越小酸性越強中性溶液[H+]=[OH-][H+]=1×10—7mol/L常溫下：三.鹽的水解[思考]酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性。那么鹽溶液顯什么性呢？1.以氯化銨為例解釋鹽的水解機理NH4Cl＝NH4＋＋Cl－＋H2OOH-＋H＋NH3·H2ONH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl水電離的OH－與鹽電離的NH4＋結合形成弱電解質，減少了[OH-]，使水的電離平衡正向移動。[H+]＞[OH-]2.鹽類水解的概念在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-

結合生成弱電解質的反應.叫做鹽類的水解。3.水解的實質：破壞了水的電離平衡4.水解反應與中和反應的關系:酸+堿

鹽+水中和水解5:鹽類水解的規律：有弱才水解，誰弱誰水解，誰強顯誰性。6.相關練習：（1）下列鹽的水溶液中，哪些呈酸性（）哪些呈堿性（）(A)FeCl3(B)NaClO(C)(NH4)2SO4(D)AgNO3(F)Na2S(G)K2SO4(2)、在溶液中，不能發生水解的離子是（）

A、ClO

-B、CO32-C、Fe3+D、Br-7.鹽類水解方程式的書寫要點：①鹽類的水解是微弱的，不寫“＝”而用“”

且一般不標沉淀和氣體符號。②陽離子水解一步到位；多元弱酸的陰離子多步水解且以第一步為主。例：寫出NaClONa2CO3K2S

的水解方程式8.鹽類水解的應用：當鹽類水解達到平衡時，我們可以利用平衡移動原理來控制平衡移動的方向。溫度：由于水解是吸熱反應，所以升高溫度可以促進鹽類的水解。濃度：稀釋溶液可以促進鹽類的水解。外加酸堿對水解有影響9.相關練習：(1)、在鹽類的水解過程中，下列敘述正確的是A、鹽的電離平衡被破壞B、水的電離平衡被破壞C、沒有發生中和反應D、溶液的pH一定變大(2)．實驗室在配制硫酸鐵溶液時，先把硫酸鐵晶體溶解在稀硫酸中，再加水稀釋到所需的濃度，這樣操作的目的是A、提高硫酸鐵的溶解度B、防止硫酸鐵分解C、降低溶液的pHD、抑制硫酸鐵水解

(3)．下列反應中，屬于水解反應