高中知識點規(guī)律大全《電離平衡》

高中化學知識點規(guī)律大全

——電離平衡

1.電離平衡

［強電解質和弱電解質］

強電解質弱電解質

在水溶液里全部電離為離子的電解在水溶液里僅部分電離為離子的電

概念

質解質

化合物類含有離子鍵的離子化合物和某些具某些具有極性鍵的共價化合物

型有極性鍵的共價化合物

所含物質強酸、強堿、鹽等水、弱酸、弱堿

完全電離，不存在電離平衡（電離不不完全電離（部分電離），存在電離

電離情況

可逆）平衡

聯系都屬于電解質

說明離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產生了自由移動的離子而導電；共

價化合物只有在溶于水時才能導電.因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態(tài)時能否導電的

實驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物.

［弱電解質的電離平衡］

⑴電離平衡的概念：在一定條件（如溫度、壓強）下，當電解質分子電離成離子的速率與

離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡.

⑵弱電解質的電離平衡的特點：

電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據此原理分析電離平衡的移動情況.

①電離平衡是動態(tài)平衡.電離方程式中用可逆符號“”表示.例如：

CH3c00HCH3COO+H

q;==5:+

NH3?H20NH4+OH

②將弱電解質溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質電離的方向移動.此時，溶液中的離子

數目增多，但電解質的分子數減少，離子濃度減小，溶液的導電性降低.

③由于電離過程是吸熱過程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質電離的方向移動.此

時，溶液中離子的數目增多，離子濃度增大，溶液的導電性增強.

④在弱電解質溶液中，加入與弱電解質電離出相同的離子的強電解質時，使弱電解質的電離

平衡向逆反應方向移動.例如，在O.lmol滴有氨水的溶液（顯淺紅色）中，存在電離平

衡NH3?H2O==^NH4+OH，當向其中加入少量下列物質時：

+

a.NH4CI固體.由于增大了C（NH4）,使NH3?H2O的電離平衡逆向移動，c（OH）減小，

溶液紅色變淺.

b.NaOH固體.NaOH溶于水時電離產生的OFT抑制了NH3?出0的電離，從而使平衡逆向

移動.

［電離平衡常數］在一定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡狀態(tài)時，溶液中電離產生的各

種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質分子濃度的比值是一個常數，這個常數叫做電

離平衡常數，簡稱電離常數.弱酸的電離常數用&表示，弱堿的電離常數用心表示.

⑴電離平衡常數的表達式.

①一元弱酸、一元弱堿的電離常數表達式：

例如，一定溫度下CH3c00H的電離常數為：

CH3COOHCH3C00+H

而c(H+).c(CH3coeT)

a~~c(CH3coOH)

一定溫度下NH3?H20的電離常數為：

NH3?H2ONHj+OH

曲二式NH；)c(OlT)

C(NH3■H20)

②多元弱酸的電離特點及電離常數表達式：

a.分步電離.是幾元酸就分幾步電離.每步電離只能產生一個H+,每一步電離都有其相應

的電離常數.

b.電離程度逐漸減小，且Ki》七》K3,故多元弱酸溶液中平衡時的廣主要來源于第一步.所

以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其K1即可.例如25℃時，H3PO4的電離；

+

H3PO4^^卅。4+H勺=￡,(“2尸””二)=7.5x10-3

c(“3尸Q)

H2PO4HPO42-+H*%=￡/尸°工？","I).=6.2*10-8

C(H2POD

3+

HPO?PO4+H勺=f(*「=2.61x1()T3

c(HPOl~)

注意a.電離常數表達式中各組分的濃度均為平衡濃度.

b.多元弱酸溶液中的c(H+)是各步電離產生的c(H+)的總和，在每步的電離常數表達式

中的c(H+)是指溶液中H’的總濃度而不是該步電離產生的c(H').

(2)電離常數的特征.同一弱電解質的稀溶液的電離常數的大小與溶液的濃度無關，只隨溫

度的變化而變化.溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同.但由于電離常數隨溫度的

變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數的影響.

⑶電離常數的意義：

①表明弱電解質電離的難易程度.K值越大，離子濃度越大，該電解質越易電離；反之，電

解質越難電離.

②比較弱酸或弱堿相對強弱.例如在25℃時,HN5的K=4.6X10-4,CH3coOH的K=1.8

5

X10,因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強.

6.水的電離和溶液的pH

［水的電離］

⑴水的電離方程式.

水是一種極弱的電解質，它能像酸一樣電離出極少量的H+,又能像堿一樣電離出少量

的0H.(這叫做水的自偶電離).水的電離方程式可表示為：

+

H20+H20H3O+OH^

+

簡寫為：H20H+0H

⑵水的離子積Kw.

一定溫度下，水的電離常數為：K="Hjc9H-)

C(H2O)

+

即c(H)?c(OH)=K?C(H2O)

設水的密度為1g?cm3,則1L七0=1000mL或0=1000gH20=55.6mol,即H2O的起始

濃度為55.6mol?「1.由于水是極弱的電解質，它電離時消耗的水與電離前相比，可忽略

不計.例如,25℃時，1LH2。中己電離的Hz。為IO」,mol,所以“力。)p55.6mol?「1，即

K?4山。)為一常數，這個新的常數叫做水的離子積常數，簡稱水的離子積，表示為：

c(H'),c(OH)=Kw

說明①一定溫度下，由于Kw為一常數，故通常不寫單位，如25℃時Kw=lX10-“.

②Kw只與溫度有關，與溶液的酸堿性無關.溫度不變，Kw不變；溫度變化，Kw也發(fā)生變化.

③由于水的電離過程是吸熱過程，因此溫度升高時，純水中的c(H+)、c(OH-)同時增大，Kw

也隨著增大.例如：

77114

25℃時，cfK)=(0H)=1X1Omol?L,KW=1X1O

,6_112

100℃時，c(H)=(0H)=lX10"mol?L,KW=1X1O"

但由于c(H+)與c(OH)始終保持相等，故仍顯中性.

④在任何以水為溶劑的溶液中都存在H‘和0H~,它們既相互依存，又相互制約.當溶液中

的c(H+)增大時，c(OH)將減小；反之，當溶液中的c(OH)增大時，c(H+)則必然減小.但無

論在中性、酸性還是堿性溶液中，在一定溫度下，c(H)與c(OH)的乘積(即Kw)仍是不變的，

也就是說，Kw不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液.只要溫度相同，不論

是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，Kw都是相同的.

⑤一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由電離產生的c(H+)與

c(OH-)總是相等的.如25℃時，0.1mol?的鹽酸中，cMH+)=c(OH-)=匚黑二=1*10

一13mol,「1.

⑥水的電離平衡遵循勒夏特列原理.例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移

動(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產生的H.直接

作用而促進水的電離.

[溶液的酸堿性的實質]任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H'和OH,一種溶液

是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H+)與c(OK)的相對大小來決定的.

酸性溶液:c(H)>c(OH)

中性溶液：c(H+)=c(OH)

堿性溶液：c(H+)<c(OH)

例如:25℃時，因為Kw=lX10R,所以:

中性溶液：c(H)=c(OH)=1X107mol?L1

酸性溶液：c(H)>1X107mol,L1,c(OH)<1X107mol,L1

堿性溶液：C(H+)<1X1O-7mol?LSc(OH)>1X107mol?L1

100℃時,因為Kw=lX10-i2,所以：

中性溶液：c(H)=c(OH)=1X106mol?L1

酸性溶液：C(H*)>1X1CT6moi.「1,c(OH)<lX10-6mol?L1

堿性溶液：c(H+)<lX10-6mol?L-1,c(OH)>1X106mol?L1

[溶液的pH]

⑴溶液的pH的概念：在c(H+)Wlmol?「1的水溶液中，采用c(H+)的負對數來表示溶液酸

堿性的強弱.

(2)數學表達式：pH=-lg[c(H+)]

若c(H')=10-。mol?「1,則pH=n.

若c(H+)=mX10Fmo|?「i,則pH=nTgm.

⑶溶液酸堿性的強弱與pH的關系.

①常溫(25℃)時：

pH=7,溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)=lX10-7mol?L-1.

Ph<7,溶液呈酸性，pH小(大)k^c(H,)大(小)溶液的酸性強(弱).

PH>7,溶液呈堿性，pH大(小))大(小)溶液的堿性強(弱).

②pH范圍為0?14之間.pH=O的溶液中并非無H+,而是c(H+)=lmol?L%pH=14的溶

液中并非沒有0?,而是c(OH~)=lmol?LtpH減小(增大)n倍，則c(H,)增大為原來的

10"倍(減小為原來的1/10。倍),相應的c(OH-)減小為原來1/10。倍(增大為原來的10。倍).

③當溶液中的c(H.)>lmol?「1時，pH<0；c(OH-)>lmol?「1時，pH>14.因此，當溶

液中的c(H+)或c(OH)大于mol時，一般不用pH來表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H

+)或c(OH-)來表示.所以，pH只適用于c(H+)或c(OH-)Wlmol?L-i的稀溶液.

④也可以用pOH來表示溶液的酸堿性.pOH是OK離子濃度的負對數，BPpOH=—lg[c(OH

)].因為25℃時，c(H')?c(OH)=1X1O14,所以：pH+pOH=14.

[溶液中pH的計算]

⑴基本關系式：

①pH=-lg[c(H+)]

@c(H')=10pHmol?I/】

③任何水溶液中，由水電離產生

的c(H+)與c(OH)總是相等的,即：c*(H+)=c40H).

④常溫(25℃)時，c(H+)?c(OH)=lX1014

⑤n元強酸溶液中c(H')=n?c??；n元強堿溶液中c(OK)=n?c破?

(2)強酸與弱酸、強堿與弱堿溶液加水稀釋后pH的計算.

①強酸與弱酸分別加水稀釋相同倍數時，由于弱酸中原來未電離的弱酸分子進一步電離出離

子，故弱酸的pH變化小.設稀釋10。倍，則：

強酸：pH?—pHi:；i+n

弱酸：pHK<pH?+n

當加水稀釋至由溶質酸電離產生的c暇(H+)<10-6mol時，則必須考慮水的電離.如

pH=5的鹽酸稀釋1000倍時，pH稀=6.98,而不是等于8.因此，酸溶液無論如何稀釋，

溶液的pH都不會大于7.

②強堿與弱堿分別加水稀釋相同倍數時，弱堿的pH變化小.設均稀釋10。倍，貝IJ：

強堿：pH檢=pH■—n

弱堿：pHK>pH—n

當加水稀釋至由溶質堿電離產生的c(OH—)<106mol時，則必須考慮水的電離.如

pH=9的NaOH溶液稀釋1000倍時，pHf產7,而不是等于6.因此，堿溶液無論如何稀釋,

溶液的pH都不會小于7.

⑶兩強酸或兩強堿溶液混合后pH的計算.

①兩強酸溶液混合.先求出：

酸("+)="再求；混=-+

cpHig[c；ffi(H)]

Vj+v2

注：Vi、V2的單位可為L或mL,但必須一致.

②兩強堿溶液混合.求算兩強堿溶液混合后溶液的pH時，不能直接根據題中給出的堿的pH

求算混合液的pH,而必須先分別求出兩強堿溶液中的c(OH),再依下式求算c限(OH)：

Ci(OH-)Vj+c(O//~)V

c混(℃=22

然后求出C浪5+)、pHiB.

例如:將pH=8的Ba(0H)2溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后,溶液中的c(H,)應為

2X10「i。mol?「1,而不是(10-1。+10-8)/2mol?L1.

⑷強酸與強堿溶液混合后pH的計算.

解題步驟：分別求出酸中的n(H)堿中的n(OH)f依H'+0H「=H2。比較出n(H")與n(OH

一)的大小.

①n(H)=n(OH-)時，恰好中和，混合液顯中性；pH=7.[反之,若混合液的pH=7,則必

有n(H+)=n(OH)]

②n(H+)>n(OH)時，酸過量，則：c酸")="")=速Q

誨+丫堿曦+%

再求出pH以求得的pH"必小于7).

注：若已知pH混V7,則必須利用上式進行相關計算.

⑧n(H+)<n(OH)時，堿過量.則：c,酸")="")=爍(所)

曦+V堿曦+味

然后求出CMH+)、pH祀.

注：若已知pH海>7,則必須利用上式進行相關計算.

⑸強酸與強堿混合反應后溶液呈中性時，強酸的pH酸、強堿的pH碳與強酸溶液體積V械、強

堿溶液體積VM之間的關系：

當溶液呈中性時：n(H)=n(OH)

+

即：c(H)-VK=c(OH)?VM

25℃時，有CMH+)?V酸=lXlCFi4/c堿出+)?V堿,整理得：

c忸(心?c堿(H+)=IXI014Vsi/v酸，兩邊取負對數得：

{-lg[C洲H+)[}+{-Ig[c?(OH)]}={-lg(lX1014)}+{-Ig(Vw/V改)}

故pH酸+pH堿=14+lg(V腰/V破)

①若pH?+pH蟆=14,則V?。篤碳=1：1,即強酸與強堿等體積混合.

②若pHis+pH414,則:V哽：V做=10(叫+PH-T4:1

l4-(pW+pH)

③若pHffi+pH?<14,則：V?：V?=l：10??

7.鹽類的水解

[鹽類的水解]

⑴鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生出來的H*或OH一結合生成弱

電解質的反應，叫做鹽類的水解.

說明鹽類的水解反應與中和反應互為可逆過程：

水--

鹽+水'中和酸+堿一熱量

(2)鹽類水解的實質：鹽溶于水時電離產生的弱堿陽離子(如NH4+、A13+、Fe3+等)或者弱酸陰

離子(如CH3CO。，Cd，S2-等)與水電離產生的OK或H’結合生成了難電離的弱堿、弱酸

(弱電解質)，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產生的c(H)與c(OH)的大小發(fā)生

變化.

⑶各種類型的鹽的水解情況比較：

鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽弱酸弱堿鹽

水解情況不水解水解水解水解

參與水解的離弱酸陰離子和弱

弱堿陽離子弱酸陰離子

子堿陽離子

溶液的酸堿性正鹽顯中性；酸酸性堿性依組成鹽對應的

式鹽因電離產[弱堿陽離子與[弱酸陰離子與酸、堿的電離常

生而顯酸性數尺的相對大小

H'H2O電離產生H2O電離產生的

的0H-結合而0H-結合而使得而定K(s>KM：

使得c(H)>c(H+)<c(OH)]溶液呈酸性K酸

c(OH)]<KW：溶液呈堿

性

正鹽：KCI、

Na2s。4、

CH3coONa、

NaNO、KNO3CuCI>NH4CI、CHCOONH>

實例32NaCIO>NaF、34

等

FeCb、A1(SO)3NH4F、(NH4)2CO3

24KS>K2CO3

酸式鹽：2

NaHSCh等

①鹽類的水解程度很小，水解后4匕成的難溶物的微才‘立數、易揮發(fā)性物

質的微粒數都很少，沒有沉淀、〃(體產生，因此不彳花用“t”、“1”

說明

符號表示②發(fā)生水解的鹽都是使力1的電離平衡正向彳多動而促進水的電

離(而酸或堿則總是抑制水的電離)

①判斷某鹽是否水解的簡易口訣：

不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解.

②判斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣：

誰強顯誰性，都強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K微與K城的大小).

⑷鹽類水解離子方程式的書寫方法

書寫原則：方程式左邊的水寫化學式“出0”，中間符號用“”，右邊不寫“|“t”

符號.整個方程式中電荷、質量要守恒.

①強酸弱堿鹽：

弱堿陽離子：

n+

M+nH2OM(OH)n+nH'

2+

如CuSC)4水解的離子方程式為：Cu+2H2OCU(OH)2+2H'

說明溶液中離子濃度大小的順序為：c(SO42-)>c(Cu2+)>c(H+)>c(0K)

②弱酸強堿鹽：

a.一元弱酸對應的鹽.如

CH3COONa水解的離子方程式為：CH3COO+H20CH3COOH+OH

說明溶液中離子濃度大小的順序為：c(Na+)>c(CH3coer)>c(OFT)>c(H*)

根據“任何電解質溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：

+

c(Na)+c(K)=c(CH3COO)+c(OH)

b.多元弱酸對應的鹽.多元弱酸對應的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分幾步水解，且每步水

解只與1個力。分子結合，生成1個OK離子.多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因

此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定.

例如K2CO3的水解是分兩步進行的：

2-5f

第一步：CO3+H20HC03—+0K

第二步：HCO3+H20H2CO3+OH

水解程度：第一步>第二步.所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序為：

+2

C(K)>C(CO3)>c(OH)>C(HCO3^)>C(H2CO3)>C(H^)

根據“任何電解質溶液中電荷守恒”可知：

++2

c(K)+c(H)=2Xc(CO3)+c(OH)+c(HCO3)

⑧弱酸弱堿鹽：

如CH3c00NH4水解的離子方程式為：

+

CH3COO+NH4+H20CH3COOH+NH3-H20

因為K(CH3COOH)=K(NH3?妨0)="XI。",所以CH3COONH4溶液呈中性.

［影響鹽類水解程度的因素］

⑴鹽本身的組成決定鹽是否水解及水解程度的大小.

對于強堿弱酸鹽來說，組成鹽的陰離子對應的酸越弱(強)，則鹽的水解程度越大(小)，溶液

中的c(OH「越大(小)，pH也越大(小).例如:相同溫度下,等物質的量濃度的CH3coONa溶

液與NaCIO溶液相比，由于酸性CH3coOH>HCI。,故pH較大〈堿性較強)的是NaCIO溶液.又

如：相同溫度下，等物質的量濃度的NaA、NaB、NaC三種溶液的pH的大小順序為：NaA

>NaB>NaC,則三種酸HA、HB、HC的酸性強弱順序為：HA<HB<HC.

⑵鹽類的水解平衡遵循勒夏特列原理.

①溫度.因為鹽水解時吸熱，所以升溫，鹽的水解程度增大，鹽溶液的酸性或堿性增強.

②濃度.鹽溶液越稀，水解程度越大，故加水稀釋能促進鹽的水解.但因為溶液體積增大得

更多，所以鹽溶液中的c(H)或c(OK)反而減小(即酸性或堿性減弱).

③向能水解的鹽溶液中加入與水解產物相同的離子，水解被抑制；若將水解產物反應掉，則

促進鹽的水解.例如，在FeCb溶液中存在水解平衡：Fe3++3H2O=^Fe(OH)3+3H+.若

加入少量的NaOH溶液，則水解平衡向右移動，促進了Fe3+的水解；若加入少量鹽酸，則水

解平衡向左移動，Fe3+的水解受到抑制.

［鹽類水解的應用］

⑴判斷鹽溶液的酸堿性(或pH范圍).如A12(SC>4)3。溶液的PH<7,顯酸性.

(2)判斷酸堿完全中和(恰好反應)時溶液的酸堿性.例如，等體積、等物質的量濃度的氨水跟

鹽酸混合后，因為完全反應生成了強酸弱堿鹽NH&Cl,故pH<7,溶液顯酸性.

⑶比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數目的多少.例如：在碳酸鈉晶體中，n(Na+)=

2n(832—),但在Na2c5溶液中，由于CCh?一的水解而有c(Na+)>2c(CO32)

⑷配制鹽溶液.配制強酸弱堿鹽(如含Fe3+、Al3\Ci?*、、Sn2\Fe?+鹽等)的溶液時，加入

少量對應的酸以防止水解.如配制FeCb溶液的步驟是；先將FeCb固體溶于較濃的鹽酸中，

再用蒸溜水稀釋到所需的濃度.

配制弱酸強堿鹽時，加入少量對應的堿以防止水解.如配制Na2s溶液時，需加入少量

的NaOH固體，以抑制S2一的水解.

⑸利用升溫促進鹽水解的原理，使某些弱堿陽離子水解生成氫氧化物沉淀而將其除去.例

如,KNC>3中含有Fe(NC>3)3時,先將其溶于蒸儲水中，再加熱，使Fe3+水解生成Fe(0H)3沉淀

后過濾除去.

⑹Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強酸弱堿鹽(如N&Cl、AICI3、FeCb等)的溶液中,產生

出.例如，將Mg條投入濃NH4cl溶液中，有出、NW兩種氣體產生.有關離子方程式為：

++

NH4+H20NH3?H20+H

+2

Mg+2H=Mg'+H2t

NH3?H20=NH3t+H20

⑺用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑.

(8)揮發(fā)性酸對應的鹽(如AlCb、FeCb等)加熱蒸干、灼燒.例如，將FeCb溶液加熱蒸干、灼

燒，最后的固體殘留物為Fe2O3,原因是：FeCI3+3H2OFe(OH)3+3HCI,升溫促進了FeCI3

的水解，同時加熱使生成的HCI從溶液中逸出而產生大量的Fe(0H)3,蒸干后灼燒，則：

2Fe(OH)3=A=Fe2O3+3H2O

(9)水解顯酸性的溶液與水解顯堿性的溶液混合一一雙水解反應.例如，將AL(SC)4)3溶液與

3+-

NaHCCh溶液混合，發(fā)生反應:Al+3HCO3=AI(0H)3I+382t(泡沫滅火器的滅火原

理).?

此外，還有鹽溶液的鑒別、化肥的混施等也需要考慮鹽類的水解.

［電解質溶液中的電荷守恒和物料守恒］

⑴電荷守恒：在任何一種電解質溶液中，所有陽離子所帶的正電荷總數等于所有陰離子所

帶的負電荷總數.即溶液呈電中性.

2

例如，在A12(SO4)3溶液中存在的電荷守恒關系為：2XC(A13+)+C(H)=3XC(SO4^)+C(OH

■).

⑵物料守恒：電解質溶液中，某一組分的原始濃度等于該組分在溶液中以各種形式存在的

濃度之和.例如,在NazC03溶液中，由于Cd一離子的水解，碳元素以83?-、HCO3",H2CO3

三種形式存在.

+22

因為c(Na)=2Xcl?i(CO3~),而c^(CO3)=c(CO^)+c(HCO3)+c(H2CO3).

2

又因為c(Na)+c(H+)=2Xc(CO3)+c(HCO3)+c(OH"),所以，在NazCCh溶液中存在下列

+

關系：c(HCO3)+2XC(H2CO3)+c(H)=c(OH)

8.酸堿中和滴定

［酸堿中和滴定］

+

⑴酸堿中和的實質：H+OH~=H2O,即1molH+恰好與1molOH-中和生成水.

說明：酸與堿在發(fā)生中和反應時，是按有關化學方程式中酸與堿的化學計量數之比進行的.

⑵酸堿中和滴定的概念:用己知物質的量濃度的酸(或堿)來測定未知物質的量濃度的堿(或酸)

的方法，叫做酸堿中和滴定.

⑶酸堿中和滴定原理：酸堿發(fā)生中和反應時的物質的量之比等于它們的化學計量數之

比.即：

c(A)V(A)v(A)

c(B)V(B)~v(B)

當參與中和滴定的酸堿為一元酸和一元堿時，由于四”=1,貝II：

1/(8)

C(A)?V(A)=C(B)?V(B)

上式中的C(A)、V(A)、r(A)分別表示酸的物質的量濃度、酸溶液的體積和發(fā)生中和反應時酸

的化學計量數；C(B)、V(B)、“B)分別表示堿的物質的量濃度、堿溶液的體積和發(fā)生中和反應

時堿的化學計量數.

⑷所需主要儀器：①滴定管(精確到0.1mL).滴定管有酸式滴定管和堿式滴定管兩種，其中，

酸式滴定管帶有玻璃活塞，堿式滴定管是橡皮管連接玻璃尖嘴.②錐形瓶(用于盛裝待測液).

⑸所需藥品：指示劑(用來準確判斷中和反應是否恰好進行完全)，標準液，待測液.

⑹主要操作步驟：潤洗滴定管一調整滴定管內液面在“0”或“0”以下并讀數一在錐形瓶

中注入待測液和指示劑一滴定(重復2?3次)一計算.

⑺酸堿中和滴定誤差分析：若用一元強酸滴定一元強堿，則：

V(B)

因為c(A)、V(B)均為定值，所以c(B)的大小取決于V(A)的大小.在測定待測液的物質的量濃

度時，若消耗標準液的體積過多，則結果偏高；若消耗標準液的體積過少，則結果偏低.

(8)應注意的問題：

①滴定管的零(“0”)刻度在上方，最大標稱容量在下方.在滴定管下端還有一段空間沒有

刻度線，滴定時不能滴至刻度線以下.

②酸式滴定管不能盛放堿性溶液(堿性物質與玻璃活塞作用生成硅酸鹽，導致活塞黏結而失

靈)；堿式滴定管不能盛放酸性溶液、氯水、淡水及強氧化性物質的溶液［如KMnO,、K2CrO4.

Ca(Cl。”等)，它們會腐蝕橡膠管.

③滴定管在使用之前應檢查玻璃活塞轉動是否靈活，擠壓玻璃球是否靈活，有無漏液及阻塞

情況.

④洗凈的滴定管在注入溶液時，先用少許所盛的溶液潤洗2?3次，以保證所盛溶液不被稀

釋.

⑤用蒸儲水洗凈后的錐形瓶不能再用待測液潤洗，也無需干燥.根據實驗需要，在滴定過程

中，可向錐形瓶中注入蒸儲水.

［混合液的酸堿性的確定方法］

⑴若酸、堿的量按有關化學計量數之比恰好反應，則反應后溶液的酸堿性由生成的鹽的性

質決定.

⑵若酸、堿混合反應后，有一種過量，則混合液的酸堿性由過量的酸或堿決定.

高中化學知識點規(guī)律

——化學平衡

1.化學反應速率

［化學反應速率的概念及其計算公式］

⑴概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度，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.單位有mol?L1?min［或mol?L1,s1

(2)計算公式：某物質X的化學反應速率：

,V、X的濃度變化量(/no/L1)

時間變化量(s或min))

注意①化學反應速率的單位是由濃度的單位(mol?「1)和時間的單位(s、min或h)決定的，

可以是mol?「1,s-1>mol,「i?mirri或mol,L^1,hi在計算時要注意保持時間單位

的一致性.

②對于某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應

的化學反應速率，雖然得到的數值大小可能不同，但用各物質表示的化學反應速率之比等于

化學方程式中相應物質的化學計量數之比.如對于下列反應：

mA+nB=pC+qD

有：v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q

或."A)J(B)=1(C)=《(￡>)

mnpq

③化學反應速率不取負值而只取正值.

④在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不

是瞬時速率.

［有效碰撞］化學反應發(fā)生的先決條件是反應物分子(或離子)之間要相互接觸并發(fā)生碰撞，

但并不是反應物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發(fā)生化學反應.能夠發(fā)生化學反應的一類

碰撞叫做有效碰撞.

［活化分子］能量較高的、能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子.

說明①活化分子不一定能夠發(fā)生有效碰撞，活化分子在碰撞時必須要有合適的取向才能發(fā)

生有效碰撞.②活化分子在反應物分子中所占的百分數叫做活化分子百分數.當溫度一定時,

對某一反應而言，活化分子百分數是一定的.活化分子百分數越

大，活化分子數越多，有效碰撞次數越多.

［影響化學反應速率的因素］

影響因素對化學反應速率的影響說明或舉例

Mg粉和Fc粉分別投入等濃度的鹽酸中

反應物本不同的化學反應有不同的反

時，Mg與鹽酸的反應較劇烈，產生H

身的性質應速率2

的速率較快

①增大（減?。┓磻餄舛?，單位體積內活

化分子數增多（減少），有效碰撞次數增多

其他條件不變時，增大（減小）（減少），但活化分子百分數不變②氣、固

濃度反應物的濃度，反應速率增反應或固、固反應時，固體的濃度可認為

大（減?。┦浅?，因此反應速率的大小只與反應物

之間的接觸面積有關,而與固體量的多少

無關.改變固體的量不影響反應速率

①改變壓強，實際是改變氣體的體積，使

溫度一定時，對于有氣體參

氣體的濃度改變,從而使反應速率改變②

壓強加的反應，增大（減?。簭姡?/p>

改變壓強，不影響液體或固體之間的反應

反應速率增大（減小）

速率

①通常每升高10°C,反應速率增大到原

來的2?4倍②升溫，使反應速率加快的

原因有兩個方面：a.升溫后，反應物分

升高（降低）反應溫度，反應速子的能量增加，部分原來能量較低的分子

溫度

率增大（減?。┳?yōu)榛罨肿?，增大了活化分子百分數?/p>

使有效碰撞次數增多（主要方面）；b.升

高溫度，使分子運動加快，分子間的碰撞

次數增多（次要方面）

催化劑增大化學反應速率的原因：降低了

反應所需的能量（這個能量叫做活化能），

催化劑增大化學反應速率使更多的反應物分子成為活化分子，增大

了活化分子百分數，從而使有效碰撞次數

增多

光、反應物將反應混合物進行光照、將AgBr、HCIO、濃HNO3等見光分解加快，

顆粒的大塊狀固體粉碎等均能增大化與鹽酸反應時，大理石粉比大理石塊的反

小等學反應速率應更劇烈

2.化學平衡

［化學平衡］

⑴化學平衡研究的對象：可逆反應的規(guī)律.

①可逆反應的概念：在同一條件下，既能向正反應方向進行同時又能向逆反應方向進行的反

應，叫做可逆反應.可逆反應用可逆符號“”表示.

說明a.絕大多數化學反應都有一定程度的可逆性，但有的逆反應傾向較小，從整體看實

際上是朝著同方向進行的，例如NaOH+HCI=NaCI+H2O.

b.有氣體參加或生成的反應，只有在密閉容器中進行時才可能是可逆反應.如CaCO3受熱

分解時，若在敞口容器中進行，則反應不可逆，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3J^=CaO

+C02t；若在密閉容器進行時、則反應是可逆的，其反應的化學方程式應寫為：

高很

CaCOsCaO+CO2

②可逆反應的特點：反應不能進行到底.可逆反應無論進行多長時間，反應物都不可能100%

地全部轉化為生成物.

⑵化學平衡狀態(tài).

①定義：一定條件（恒溫、恒容或恒壓）下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應

混合物（包括反應物和生成物）中各組分的質量分數（或體積分數）保持不變的狀態(tài).

②化學平衡狀態(tài)的形成過程:在一定條件下的可逆反應里，若開始時只有反應物而無生成物,

根據濃度對化學反應速率的影響可知，此時V正最大而V逆為0.隨著反應的進行，反應物的

濃度逐漸減小，生成物的濃度逐漸增大，則V"：越來越小而V逆越來越大.當反應進行到某一

時刻，V正=v迎，各物質的濃度不再發(fā)生改變，反應混合物中各組分的質量分數（或體積分

數）也不再發(fā)生變化，這時就達到了化學平衡狀態(tài).

⑶化學平衡的特征：

①“動”：化學平衡是動態(tài)平衡，正反應和逆反應仍在繼續(xù)進行，即V擊=丫逆不0.

②“等”：達平衡狀態(tài)時，丫正=丫逆，這是一個可逆反應達平衡的本質.逆的具體含

意包含兩個方面：a.用同一種物質來表示反應速率時，該物質的生成速率與消耗速率相等,

即單位時間內消耗與生成某反應物或生成物的量相等；b.用不同物質來表示時，某一反應

物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比.

③“定”：達平衡時，混合物各組分的濃度一定；質量比（或物質的量之比、體積比）一定；

各組分的質量分數（或摩爾分數、體積分數）一定；對于有顏色的物質參加或生成的可逆反應,

顏色不改變.同時，反應物的轉化率最大.

對于反應前后氣體分子數不相等的可逆反應，達平衡時：氣體的總體積（或總壓強）一定；

氣體的平均相對分子質量一定；恒壓時氣體的密度一定（注意：反應前后氣體體積不變的可

逆反應，不能用這個結論判斷是否達到平衡）.

④“變”.一個可逆反應達平衡后，若外界條件（濃度、溫度、壓強）改變，使各組分的質量（體

積、摩爾、壓強）分數也發(fā)生變化，平衡發(fā)生移動，直至在新的條件下達到新的平衡（注意：

若只是濃度或壓強改變，而V也仍等于V逆，則平衡不移動）.反之，平衡狀態(tài)不同的同一個

可逆反應，也可通過改變外界條件使其達到同一平衡狀態(tài).

⑤化學平衡的建立與建立化學平衡的途徑無關.對于一個可逆反應，在一定條件下，反應無

論從正反應開始，還是從逆反應開始，或是正、逆反應同時開始，最終都能達到同一平衡狀

態(tài).具體包括：

a.當了T、V一定時，按化學方程式中各物質化學式前系數的相應量加入，并保持容器內的

總質量不變，則不同起始狀態(tài)最終可達到同一平衡狀態(tài).

b.當T、P一定（即V可變）時，只要保持反應混合物中各組分的組成比不變（此時在各種情況

下各組分的濃度仍然相等，但各組分的物質的量和容器內的總質量不一定相等），則不同的

起始狀態(tài)最終也可達到同一平衡狀態(tài).

如在恒溫、恒壓時，對于可逆反應：N2+3H2-^2NH3,在下列起始量不同情況下達

到的是同一平衡狀態(tài).

N2H2NH3

A1mol3mol0

B0.5mol1.5mol0

c002mol

D1mol3mol2mol

C.對于反應前后氣體體積相等的可逆反應，不論是恒溫、恒容或是恒溫、恒壓，在不同的

起始狀態(tài)下，將生成物“歸零”后，只要反應物的物質的量之比不變，就會達到同一平衡狀

態(tài).

如：等.

H2(g)+h(g)—2Hl(g)

［判斷化學平衡狀態(tài)的依據］

mA(g)+nB(g)------pC(g)+qD(g)

①各組分的物質的量或各組分的摩爾分數一定達平衡狀態(tài)

反應混合物中②各組分的質量或各組分的質量分數一定達平衡狀態(tài)

各組分的含量③各組分的體積或體積分數一定達平衡狀態(tài)

④總體積、總壓強或總物質的量一定不一定達平衡狀

態(tài)

①單位時間內消耗mmolA,同時生成mmolA,達平衡狀態(tài)

②單位時間內消耗mmolA(或nmolB),同時

達平衡狀態(tài)

消耗pmolC(或qmolD),既v正=v逆

ViE與V逆的關

③y(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q,不一定達平衡狀

系

此時v正不一定等于v逆態(tài)

④單位時間內生成了pmolC(或qmolD)同時不一定達平衡狀

消耗了mmolA(或nmolB),此時均指v正態(tài)

①m+n#p+q時，總壓強一定達平衡狀態(tài)

壓強②m+n=p+q時，總壓強一定不一定達平衡狀

態(tài)

混合氣體的平①當m+n/p+q時，Mr一定達平衡狀態(tài)

均相對分子質②當m+n=p+q時，Mr一定不一定達平衡狀

量Mr態(tài)

混合氣體的密恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度一定不一定達平衡狀

度態(tài)

［化學平衡常數］在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃度用化

學方程式中的化學計量數作為指數的乘積與反應物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量

數作為指數的乘積的比值是一個常數，這個常數叫做化學平衡常數，簡稱平衡常數.用符號

K表示.

⑴平衡常數K的表達式：對于一般的可逆反應：mA(g)+nB(g)、'pC(g)+qD(g)

當在一定溫度下達到化學平衡時，該反應的平衡常數為：

K」c(C)：T［c(r>)］，

注意：a.在平衡常數表達式中，反應物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，c(A)、c(B)、

c(C)、c(D)均為平衡時的濃度.b.當反應混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一

個常數，不寫入平衡常數的表達式中.例如，反應在高溫下曳

Fe3O4(s)+4H233Fe(s)+

H2O(g)

的平衡常數表達式為：

憶(也)]4

又如，在密閉容器中進行的可逆反應CaC03⑸里里CaO(s)+C。2t的平衡常數表達式為:

K=C(CO2)

c.平衡常數K的表達式與化學方程式的書寫方式有關.例如:

N2+3H2=^^2NH3

3

[c(H2)]-[C(N2)]

[C(M)MC(4)F

2NH3^^N2+3H2

〔cdF

1N2+3H2^NH3

,232

22[C(H2)]'.[C(^2)]

顯然，Ki、K2、K3具有如下關系：K,=—,K、=(K)"