第八章 专题大看台 中学化学中的“四大平衡”.pptVIP

广义的化学平衡包括狭义的化学平衡、电离平衡、水解平衡．沉淀溶解平衡．这四个方面的平衡被称为四大化学平衡．四大平衡是中学化学知识结构的核心内容之一，起到了支点的作用． 一、四大平衡不同点的比较 1．研究对象不同 平衡类型 化学 平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡 研究对象 可逆的化学反应 溶液中的弱电解质 能够水解的盐类，包括强碱弱酸盐、强酸弱碱盐及弱酸弱碱盐 溶液中的难溶电解质 举例 工业合成氨 醋酸溶液、氨水等 碳酸钠、氯化铁、醋酸铵等 溶液中的氯化银、硫酸钡、氢氧化铁等 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． (2)电离平衡 弱电解质在溶液中不能完全电离，电离的同时，溶液中的离子又可以结合为弱电解质的分子．影响弱电解质电离的因素主要是浓度及温度． (3)水解平衡 盐类水解的根本原因是：某些盐类溶解于水后，其电离出的阴、阳离子与水电离出的H＋、OH－结合，对水的电离平衡造成了影响，即促进了水的电离平衡，使水的电离平衡向正反应方向移动，导致溶液中的氢离子浓度、氢氧根离子浓度发生变化．盐类水解的规律如下： 盐的 类别 水溶液的酸碱性 举例 溶液中的弱电解质 c(H＋)与c(OH－)比较 强酸弱碱盐 酸性 NH4Cl NH3·H2O c(H＋)c(OH－) 强碱弱酸盐 碱性 CH3COONa CH3COOH c(H＋)c(OH－) 强酸强碱盐 中性 NaCl 无 c(H＋)＝c(OH－) 影响盐类水解的主要因素是温度和浓度．温度越高，越利于水解，所以温度高的碳酸钠溶液比温度低的碳酸钠溶液碱性强；盐的浓度越小，水解程度越大，加水稀释有利于盐类水解反应的进行． (4)沉淀解平衡 难溶电解质在水溶液中并不是完全不溶，其溶解产生的离子脱离难溶物进入溶液，溶液中的离子又会结合成难溶电解质．影响沉淀溶解平衡的因素主要是浓度、温度和能与难溶电解质相应离子反应的其他离子． 注意：同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其他反应物的转化率．工业生产中常常提高廉价原料的比例，从而增大其他原料的利用率． 二、四大平衡的相同点比较 1．可逆性 所有的平衡都建立在可逆“反应”的基础上，也就是说上述四种平衡都对应着一种可逆变化， 如下表： 平衡 化学平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡 可逆 反应 化学反应中的可逆反应 弱电解质电离的可逆性 盐类水解的可逆性 难溶电解质溶解的可逆性 相同点 这些平衡背后的变化都具有可逆性 2．都可以用勒夏特列原理来解释 勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件(如温度、浓度、压强等)，平衡就向减弱这个改变的方向移动． (1)浓度的改变．增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡 向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动． (2)温度的改变．升高温度，平衡向吸热的方向移动，如合 成氨反应的平衡向逆反应方向移动；降低温度，平衡向放热的方向移动，如合成氨反应的平衡向正反应方向移动． (3)压强的改变．增大压强，平衡向气态物质体积减小的方 向进行，如合成氨反应的平衡向正反应方向移动；减小压强，平衡向气态物质体积增大的方向移动，如合成氨反应的平衡向逆反应方向移动． 可以应用该原理解释电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀溶解平衡中条件的改变对平衡移动方向的影响． 三、“守恒法”在四大平衡中的应用 复习弱电解质的电离平衡和盐类的水解平衡时，巧用守恒思想，可使复习效果事半功倍． 1．电荷守恒 电解质溶液中正负电荷总数相等，运用电荷守恒式可求解某一离子的物质的量浓度及判断溶液中离子浓度大小的顺序，如CH3COONa溶液中存在：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，因溶液呈碱性，则c(Na＋) c(CH3COO－)c(OH－)c(H＋)． 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： 根据质子守恒有c(H2S)＋c(H3O＋)＝c(S2－)＋c(OH－)，即c(H2S)＋c(H＋)＝c(S2－)＋c(OH－)． 如：在K2S溶液中，H2O电离出的OH－存