高中化学反应平衡原理知识点总结(高中化学反应平衡定律)

化学平衡

弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例(水溶液中的化学平衡)，因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。

1.弱电解质的电离(以CH3COOH的电离为例)

(1)弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。

(2)电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。

注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1>K2>K3，一般都要相差104～105倍。

(3)弱电解质电离的特点：

①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(电离的速率等于离子结合成分子的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。

②个性特点：电离过程吸热;电离程度较小。

(4)外界条件对电离平衡的影响：

①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小;增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。

②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大;降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。

注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。例如，增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，但未电离的弱电解质分子数目增加更大，溶质分子的电离程度减小反而减小。

2.盐类的水解

(1)盐类水解的实质：盐电离出的弱离子(弱酸根离子或弱碱阳离子)和水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，从而使溶液呈现出酸性或碱性。

(2)盐类水解的规律：

判断盐类是否发生水解以及水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。水解规律：“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。”

(3)盐类水解的特点：

①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(离子水解的速率等于分子电离的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。

②个性特点：盐类的水解过程是吸热的;盐类的水解程度一般都很小。

(4)盐类水解方程式的书写：

①盐类的水解一般是微弱的，而且反应是可逆的，故书写盐类水解反应离子方程式时要用“”，且水解生成的难溶物及气体，一般不标“↓”或“↑”(双水解反应除外)。例如FeCl3水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主，而多元弱碱盐的水解是一步完成的。

(5)外界条件对盐类水解的影响：

①温度：盐的水解是吸热过程，故升高温度有利于盐的水解。例如，在Na2CO3溶液中加2滴酚酞试液，将溶液加热后，其红色加深。

②浓度：增大盐的浓度，根据平衡移动的原理，可使水解平衡向正反应方向移动，但盐的总量增大，水解的百分数(即转化率)反而减小。盐的浓度增大，盐溶液的H+或OH—浓度增大，酸性或碱性会随之增强，例如0.1 mol/L的Na2CO3溶液的碱性要比0.01 mol/LNa2CO3溶液的碱性强。

③溶液的酸碱性：水解显酸性的盐溶液中加入碱，肯定促进盐的水解;水解显酸性的盐溶液中加入较强的酸，肯定抑制盐的水解。同理水解显碱性的盐溶液中加入酸，会促进盐的水解;水解显碱性的盐溶液中加入较强的碱，会抑制盐的水解。例如，配制FeCl3、AgNO3溶液时常加入少量相应的酸来抑制盐的水解，以防产生氢氧化物的沉淀。例如：不同条件对FeCl3水解平衡的影响：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

3.难溶电解质的溶解

(1)溶解平衡：对于难溶电解质AmBn来说，存在平衡 AmBn(s)mAn+(aq)+nBm—(aq)。

(2)溶度积常数：

在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中各组分离子浓度幂的乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积，用符号“Ksp”表示。对于难溶电解质AmBn的溶解平衡：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm—(aq)，其溶度积常数为Ksp=[c(An+)]m·[c(Bm—)]n，这里c(An+)与c(Bm—)为平衡浓度。

注意：Ksp与物质的浓度无关，与温度有关，与化学方程式的写法有关，例如：Cu(OH)2(s)Cu2+(aq)+2OH-(aq)的溶度积为Ksp=c(Cu2+)·c2(OH—)，而1/2Cu(OH)2(s) 1/2Cu2+(aq)+OH-(aq)的溶度积为Ksp2=c1/2(Cu2+)·c(OH—)，显然Ksp=(Ksp2)2。

(3)溶解平衡的特点：

①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(溶解的速率等于电离的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。

②个性特点：溶解过程是吸热的;溶解程度都较小。

(4)溶度积规则：

某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc(离子积)，则Qc=[c(An+)]m·[c(Bm—)]n，这里c(An+)与c(Bm—)为任意浓度，不一定是平衡浓度。

①当Qc>Ksp时，溶液达到过饱和状态，溶液中有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡;

②当Qc=Ksp时，溶液达到饱和状态，沉淀与溶解处于平衡状态;

③当Qc

(5)外界条件对溶解平衡的影响：

溶解平衡主要受温度的影响，一般来说，温度升高，难溶电解质的溶解平衡向右移动，溶解与电离程度增大。

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