專題八化學反應速率化學平衡電解質溶液

1、專題八 化學反應速率 化學平衡 電解質溶液【學點指導】一、化學反應速率 化學平衡學點1 化學反應速率1.化學反應速率基本概念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。常用單位為mol·(L·s)-1或mol·(L·min)-1說明：(1)固體、純液體在反應中可視為濃度不變，故一般不用固體或純液體表示反應速率。(2)反應速率一般是指某段時間內的平均速率，非即時速率，不能為負數(shù)。2.化學反應速率的規(guī)律同一反應，用不同物質表示的速率之比，等于方程式中化學計量數(shù)之比。 學點2 影響化學反應速率的因素1.內在因素(主要因素)： 反應物的性質2.外在因素

2、(次要因素)：(1)濃度：在其他條件不變時，增大反應物的濃度，化學反應速率增大。增加反應物的量并不能改變速率，由于固體、純液體在反應中可視為濃度不變，故增加其量并不能改變反應速率。(2)溫度：在其他條件不變時，升高溫度，化學反應速率增大。(3)壓強：在其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，增大壓強，化學反應速率增大。(4)催化劑：在其他條件不變時，加入催化劑，化學反應速率增大。(5)其他：光、電磁波、反應物顆粒的大小等也會影響反應速率。方法點擊 1.壓強對速率的影響，是通過改變氣體的濃度來實現(xiàn)的，故一般意義上的增大壓強是指壓縮氣體的體積。對于氣體反應體系要注意以下幾個問題。(1)恒溫時：增大壓

3、強容器容積縮小氣體濃度增大反應速率增大。(2)恒容時：充入氣體反應物氣體濃度增大(氣體總壓增大)反應速率增大。充入惰性氣體容器內氣體總壓增大，但反應物濃度不變，反應速率不變。(3)恒壓時,充入惰性氣體容器容積增大氣體反應物濃度減小反應速率減小。2.化學反應速率與化學平衡的關系(1)改變溫度，對吸熱反應速率的影響，總是超過對放熱反應速率的影響：當升高溫度時，吸熱反應速率增大的倍數(shù)放熱反應速率增大的倍數(shù)，故升溫化學平衡向吸熱方向移動；當降低溫度時，吸熱反應速率減小的倍數(shù)放熱反應速率減小的倍數(shù)，故降溫化學平衡向放熱方向移動。(2)對有氣體參加的化學反應，改變壓強，對氣體體積之和大的一側的反應速率的影

4、響，總是超過對氣體體積之和小的一側的反應速率的影響：當增大壓強時，氣體體積之和大的一側的反應速率增大的倍數(shù)氣體體積之和小的一側的反應速率增大的倍數(shù)，故加壓化學平衡向氣體體積之和小的一側移動；當減小壓強時，氣體體積之和大的一側的反應速率減小的倍數(shù)氣體體積之和小的一側的反應速率減少的倍數(shù)，故減壓化學平衡向氣體體積之和大的一側移動。(3)使用催化劑，正、逆反應速率增加或減小的倍數(shù)相同，故化學平衡不移動。學點3 化學平衡1概念：在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組成成分的含量保持不變的狀態(tài)叫化學平衡狀態(tài)。2特點：“等”處于密閉體系的可逆反應，化學平衡狀態(tài)建立的條件是正反

5、應速率和逆反應速率相等。即v(正)=v(逆)O。這是可逆反應達到平衡狀態(tài)的重要標志?！岸ā碑斠欢l件下可逆反應一旦達平衡(可逆反應進行到最大的程度)狀態(tài)時，在平衡體系的混合物中，各組成成分的含量(即反應物與生成物的物質的量，物質的量濃度，質量分數(shù)，體積分數(shù)等)保持一定而不變(即不隨時間的改變而改變)。這是判斷體系是否處于化學平衡狀態(tài)的重要依據(jù)。“動”指定化學反應已達化學平衡狀態(tài)時，反應并沒有停止，實際上正反應與逆反應始終在進行，且正反應速率等于逆反應速率，所以化學平衡狀態(tài)是動態(tài)平衡狀態(tài)。“變”任何化學平衡狀態(tài)均是暫時的、相對的、有條件的(與濃度、壓強、溫度等有關)。而與達平衡的過程無關(化學平

6、衡狀態(tài)既可從正反應方向開始達平衡，也可以從逆反應方向開始達平衡)。當外界條件變化時，原來的化學平衡即被打破，在新的條件不再改變時，在新的條件下建立起新的化學平衡。新平衡時正、逆反應速率，各組成成分的含量均與原平衡不同。3化學平衡常數(shù)（1）化學平衡常數(shù)的數(shù)學表達式：在一定條件下，可逆反應：aA+bB=cC+dD達到化學平衡時，（2）化學平衡常數(shù)表示的意義：平衡常數(shù)數(shù)值的大小可以反映可逆反應進行的程度大小，K值越大，反應進行越完全，反應物轉化率越高，反之則越低。（3）影響因素：K只是溫度的函數(shù)，如果正反應為吸熱反應，溫度升高，K值增大；如果正反應為放熱反應，溫度升高，K值減小。學點4 平衡移動原理

7、如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。它是濃度、壓強和溫度等外界條件對平衡移動影響的概括和總結，只適用于已經達到平衡狀態(tài)的可逆反應，未處于平衡狀態(tài)的體系不能用此原理分析，但它也適用于其他動態(tài)平衡體系，如溶解平衡、電離平衡和水解平衡等。催化劑能夠同等程度地增加正反應速率和逆反應速率，因此它對化學平衡的移動沒有影響。二、電解質溶液學點1 強弱電解質及其電離1電解質、非電解質的概念電解質：在水溶液中或熔融狀態(tài)時能夠導電的化合物。非電解質：在水溶液中和熔融狀態(tài)都不能導電的化合物。注意：單質和混合物既不是電解質也不是非電解質；CO2、NH3等溶于水得到的

8、水溶液能導電，但它們不是電解質，因為導電的物質不是其本身；難溶的鹽（BaSO4等）雖然水溶液不能導電，但是在融化時能導電，也是電解質。2電解質的電離（1）強電解質如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全電離的，在溶液中不存在電解質分子，溶液中的離子濃度可根據(jù)電解質濃度計算出來。（2）弱電解質在水溶液中是少部分發(fā)生電離的。如25時0.1mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的電離度只有1.32，溶液中存在較大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和極少量的OH-離子。（3）多元弱酸如H2CO3還要考慮分步電離：H2CO3H+HCO3-；HCO3-H+CO32-

9、。3弱電解質的電離平衡（1）特征：動：(電離)(結合)的動態(tài)平衡；定：條件一定，分子和離子濃度一定；變：條件改變，平衡破壞，發(fā)生移動。（2）影響因素（以CH3COOHCH3COO+ H+為例）濃度：加水稀釋促進電離，溶液中(H+)增大，c(H+)減小溫度：升溫促進電離（因為電離過程是吸熱的）相關離子：例如加入無水CH3COONa能抑制電離，加入鹽酸也抑制電離，加入堿能促進電離，仍然符合勒夏特列原理。4電離平衡常數(shù)（K）-弱電解質電離程度相對大小一種參數(shù)（1）計算方法：對于一元弱酸 HAH+A-，平衡時，對于一元弱堿 MOHM+OH-，平衡時，（2）電離平衡常數(shù)的化學含義：K值越大，電離程度越大

10、，相應酸(或堿)的酸性(或堿性)越強。（3）影響電離平衡常數(shù)的因素：K值只隨溫度變化。學點2水的電離和溶液的pH1水的離子積（1）定義H2O = H+OH- ；H0，KW=c(H+)·c(OH-)（2）性質在稀溶液中，Kw只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無關。在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增大，反之則減小。溶液中H2O電離產生的c(H+)=c(OH-)在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中總的離子濃度。酸溶液中c(H+)= c(H+)(酸)+c(H+)(水)c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)；堿溶液中c(OH-)=c(OH-)(堿)

11、+ c(OH-)(水) c(OH-)(堿)，c(OH-)(水)=c(H+)；鹽溶液顯中性時c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解顯酸性時c(H+)=c(H+)(水)= c(OH-)(水)c(OH-)，水解顯堿性時c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)c(H+)。2溶液的pH（1）定義pH=lgH+，廣泛pH的范圍為014。意：當溶液中H+或OH-大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。（2）pH、c(H+)與溶液酸堿性的關系pH（250C）c(H+)與c(OH-)關系(任意溫度)溶液的酸堿性pH<7c(H+)c(OH-)溶液呈酸性，pH=7

12、c(H+)=c(OH-)溶液呈中性pH>7c(H+)c(OH-)溶液呈堿性，（3）有關pH的計算酸溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)c(H+)(酸)·c(OH-)(水) =c(H+)(酸)·c(H+)(水)；堿溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)c(OH-)(堿)·c(H+)(水)= c(OH-)(堿)·c(OH-)(水)。強酸、強堿溶液稀釋的計算強酸溶液，pH(稀釋)=pH(原來)+lgn(n為稀釋的倍數(shù))強堿溶液，pH(稀釋)=pH(原來)lgn(n為稀釋的倍數(shù))酸性溶液無限加水稀釋，pH只能接近于7，且仍小于7；堿性

13、溶液無限加水稀釋時，pH只能接近于7，且仍大于7。pH值相同的強酸（堿）溶液與弱酸（堿）溶液稀釋相同的倍數(shù)時，強酸（堿）溶液pH值的變化比弱酸（堿）溶液pH值的變化幅度大。強酸、強堿溶液混合后溶液的pH計算酸過量c(H+)pH恰好完全反應，pH=7堿過量c(OH-)c(H+)pH學點3 鹽類水解1概念：鹽類水解（如F-+H2OHF+OH-）實質上可看成是兩個電離平衡移動的綜合結果：水的電離平衡向正方向移動（H2OH+OH-），另一種弱電解質的電離平衡向逆方向移動（HFF-+H+）。也可以看成是中和反應的逆反應，升高溫度會促進水解。2水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，誰強

14、顯誰性。（1）多元弱酸鹽分步水解，如CO32-+H2OHCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。（2）通常弱酸根或弱堿的陽離子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-離子的水解百分率不足1%。（3）同一溶液中有多種離子水解時，若水解顯同性，則相互抑制，各離子的水解程度都比同等條件下單一離子的水解程度小，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/L Na2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度?。蝗羲怙@不同性，則相互促進，各離子的水解程度都比同等條件下單一離子

15、的水解程度大，如0.1mol/L NH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L NH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。3電離平衡與水解平衡的共存（1）弱酸的酸式鹽溶液，如：NaHSO3、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、Na2HPO4溶液的酸堿性取決于電離和水解程度的相對大小。（2）弱酸（堿）及弱酸（堿）對應鹽的混合溶液，如；HAC與NaAc的混合溶液，NH3H2O與NH4Cl的混合溶液，一般等濃度時，弱酸（堿）的電離要比對應鹽的水解強。4電解質溶液中的守恒關系（1）電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所

16、帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-)（2）物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中n(Na+):n(C)1:1，推出：c(Na+)c(HCO3-)c(CO32-)c(H2CO3)（3）質子守恒：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子（H+）的物質的量應相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產物；NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產物，故有以下關系：c(H

17、3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。學點4 沉淀溶解平衡1溶度積的概念難溶電解質AmBn在水溶液中有如下平衡：AnBm(s)nAm+(aq)+ mBn-(aq)根據(jù)化學平衡原理，它的平衡常數(shù)表達為：Ksp=Am+nBn-mKsp稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。（1）Ksp的數(shù)值在稀溶液中不受離子濃度的影響，只取決與溫度。溫度升高，多數(shù)難溶化合物的溶度積增大。但Ksp受溫度影響不大，當溫度變化不大時，可采用常溫下的數(shù)據(jù)。（2）溶度積的大小反映了難溶電解質溶解能力的大小。對于同種類型基本不水解的難溶強電解質，溶度積越大，溶解度也越大；對于不同類型難溶電解質，就不能

18、簡單用Ksp大小來比較溶解能力的大小，必須把溶度積換算程溶解度。2溶度積規(guī)則對于難溶電解質AmBn，可以通過比較任意狀態(tài)時的濃度商Qc與溶度積Ksp的大小判斷沉淀的生成與溶解（注意濃度商Qc是任意狀態(tài)下離子濃度指數(shù)的乘積，因此Qc值不固定）。QcKsp時，若溶液中有固體存在，則沉淀量減少，直至沉積與溶解達到平衡狀態(tài)；Qc= Ksp時，沉積與溶解處于平衡狀態(tài)；QcKsp時，此時有沉淀析出，直至沉淀與溶解達到平衡狀態(tài)。利用該規(guī)則既可判斷體系中有無沉淀生成，也可通過控制離子濃度，使產生沉淀、沉淀溶解或沉淀發(fā)生轉化。（1）沉淀的溶解創(chuàng)造條件使溶液中QcKsp。如：酸堿溶解法、氧化還原溶解法等。（2）難

19、溶電解質的轉化生成更難溶的電解質。如：沉淀溶解和轉化的實質：難溶電解質溶解平衡的移動?！揪}精講】例1已知反應A2(g)+2B2(g)2AB2(g)的H0，下列說法正確的是( )A.升高溫度，正向反應速率增加，逆向反應速率減小B.升高溫度有利于反應速率增加，從而縮短達到平衡的時間C.達到平衡后，升高溫度或增大壓強都有利于該反應平衡正向移動D.達到平衡后，降低溫度或減小壓強都有利于該反應平衡正向移動解析：A2(g)+2B2(g)2AB2(g)是放熱反應，且是氣體體積減小的反應。所以升高溫度，平衡向逆反應方向移動；增大壓強，平衡向正反應方向移動，C、D均錯誤。升高溫度，正、逆反應速率均加快，達到平

20、衡需要的時間減少，A錯誤，正確答案為B。答案：B例2 在密閉容器中，一定條件下，進行如下反應：NO(g)+CO(g)N2(g)+CO2(g);H=-373.2 kJ·mol-1，達到平衡后，為提高該反應的速率和NO的轉化率，采取的正確措施是( )A.加催化劑同時升高溫度 B.加催化劑同時增大壓強C.升高溫度同時充入N2 D.降低溫度同時增大壓強解析：提高反應速率的一般做法有：升高溫度，增大反應物濃度，對有氣體參加的反應增大壓強，加入催化劑。要提高NO的轉化率，即讓平衡向正反應方向移動，可采用的做法有：降低溫度，增大壓強，增大CO的濃度等。綜合以上的分析，正確答案為B。答案：B例3在恒

21、溫恒容條件下，能使A(g)+B(g)C(g)+D(g)正反應速率增大的措施是( )A.減小C或D的濃度 B.增大D的濃度C.減小B的濃度 D.增大A或B的濃度解析：本題考查影響反應速率因素之一：濃度。濃度增大，速率增大。A、C導政正、逆反應速率均減小，B導致逆反應速率增大，所以D正確。答案：D例4對于可逆反應A(g)+3B(g)2C(g)，在不同條件下的化學反應速率如下，其中表示反應速率最快的是( )A.v(A)=0.5 mol·L-1·min-1 B.v(B)=1.2 mol·L-1·min-1C.v(C)=0.4 mol·L-1·

22、min-1 D.v(C)=1.1 mol·L-1·min-1解析：本題考查有關反應速率的知識。比較速率時，用反應中的任何物質都可以，可把不同物質表示的同一個反應轉化為同一物質表示。例如本題可以用A物質表示。B項v(B)=1.2 mol·L-1·min-1即v(A)=0.4 mol·L-1·min-1；v(C)=0.4 mol·L-1·min-1即v(A)=0.2 mol·L-1·min-1；v(C)=1.1 mol·L-1·min-1即v(A)= 0.55 mol·

23、L-1·min-1。所以D最快。答案：D例5反應A(g)+B(g)C(g) +D(g)過程中的能量變化如圖所示，回答下列問題。(1)該反應是_反應(填“吸熱”“放熱”)； (2)當反應達到平衡時，升高溫度，A的轉化率_(填“增大”“減小”“不變”)，原因是_ ；(3)反應體系中加入催化劑對反應熱是否有影響?_，原因是_ _；(4)在反應體系中加入催化劑，反應速率增大，E1和E2的變化是：E1_，E2_(填“增大”“減小、”“不變”)。解析：由圖可以知道，由于該反應的反應物的總能量高于生成物的總能量，所以該反應屬于放熱反應，所以升高溫度，平衡向逆反應進行，所以A的轉化率減??；當在反應體

24、系中加入催化劑，能同倍數(shù)改變化學反應速率，因此對化學平衡的移動無影響，即對反應熱也無影響。因為化學反應速率增大，所以E1和E2同時降低。答案：(1)放熱。(2)減??；該反應正反應為放熱反應，升高溫度使平衡向逆反應方向移動。(3)不影響；催化劑不改變平衡的移動。(4)減小、減小。【專題演練】1下列說法正確的是（ ）A能導電的物質一定是電解質，不能導電的物質一定是非電解質。B難溶于水的物質肯定不是強電解質。C純凈的強電解質在液態(tài)時，有的導電，有的不導電。D強電解質溶液一定比弱電解質溶液的導電性強。2將0.lmol·醋酸溶液加水稀釋，下列說法正確的是（ ）A溶液中c(H+)和c(OH-)都

25、減小 B溶液中c(H+)增大C醋酸電離平衡向左移動 D溶液的pH增大3將1 mol H2(g)和2 mol I2(g)置于某2 L密閉容器中，在一定溫度下發(fā)生反應：H2(g)I2(g)2HI(g)H<0，并達到平衡，HI的體積分數(shù)(HI)隨時間變化的曲線如曲線所示若改變反應條件，(HI)的變化曲線如曲線所示，則改變的條件可能是()A恒溫恒容條件下，加入適當催化劑 B恒溫條件下，縮小反應容器體積C恒容條件下升高溫度 D恒溫條件下，擴大反應容器體積4在一定溫度下的某容積不變的密閉容器中，建立下列化學平衡：C(s)H2O(g) CO(g)H2(g)，下列敘述中不能認定上述可逆反應在一定條件下已

26、達到化學平衡狀態(tài)的是()A體系的壓強不再發(fā)生變化 Bv正(CO)v逆(H2O)C生成n mol CO的同時生成n mol H2 D1 mol HH鍵斷裂的同時2 mol HO鍵斷裂5在四個不同的容器中，在不同的條件下進行合成氨反應，根據(jù)下列在相同時間內測得的結果判斷，生成氨的反應速度最快的是()Av(NH3)0.1 mol/(L·min) Bv(N2)0.2 mol/(L·min)Cv(N2)0.1 mol/(L·min) Dv(H2)0.3 mol/(L·min)6反應2SO2O22SO3經一段時間后，SO3的濃度增加了0,4 mol/L，在這段時間內

27、用O2表示的反應速率為0.04 mol/(L·s)，則這段時間為()A0.1 s B2.5 s C5 s D10 s725 時，水的電離達到平衡：H2OHOH；DH0，下列敘述正確的是（ ）A向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH)降低B向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H)增大，KW不變C向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H)降低D將水加熱，KW增大，pH不變8氯氣溶于水達到平衡后，若其他條件不變，只改變某一條件，下列敘述正確的是（ ）A再通入少量氯氣，c(H)/c(ClO)減小B通入少量SO2，溶液漂白性增強C加入少量固體NaOH，一定有c(Na)c(Cl)c

28、(ClO)D加入少量水，水的電離平衡向正反應方向移動9常溫下，某溶液中由水電離出來的c(H)1.0×10-13mol·L1，該溶液可能是（ ）二氧化硫 氯化銨水溶液 硝酸鈉水溶液 氫氧化鈉水溶液AB C D10有Na2CO3溶液、CH3COONa溶液、NaOH溶液各25 mL，物質的量濃度均為0.1 mol/L，下列說法正確的是（ ）A三種溶液pH的大小順序是 B若將三種溶液稀釋相同倍數(shù)，pH變化最大的是C若分別加入25 mL 0.1mol/L鹽酸后，pH最大的是D若三種溶液的pH均為9，則物質的量濃度的大小順序是11在25時，將pH=11的NaOH溶液與pH=3的CH3COOH溶液等體積混合后，下列關系式中正確的是（ ）Ac(Na) = c(CH3COO)c(CH3COOH) Bc(H) = c(CH3COO)c(OH)Cc(Na)c(CH3COO)c(OH)c(H) Dc(CH3COO)c(Na)c(H)c(OH)15某酸性溶液中只有Na、CH3COO、H、OH四種離子。則下列描述正確的是（ ）A該溶液由pH3的CH3COOH與pH11的NaOH溶液等體積混合而成B該溶液由等物質的量濃度、