三大平衡

化学平衡
一、化学平衡的影响因素
1.浓度：在其他条件不变时增大反应物浓度或减小生成物开始的对应浓度可使平衡向着正反应
方向移动；反之亦然。

2.压强：在有气体参加的可逆反应里，在其他条件不变时，增大压强，平衡向气体总体积缩小
的方向移动；反之亦然。

【注意】（1）改变压强的实质是改变参加反应气体物质的浓度，故压强与参加反应的固体或液体物质的反应速率无关。

（2）对于化学方程式中反应前后气体的系数和相等的反应以及平衡混合物都是固体或液体的反应，改变压强，平衡不移动。

3.温度：在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，降低温度，平衡向
放热反应方向移动。

4.催化剂：使用催化剂能同时同等程度地改变正、逆反应速率，即正、逆反应速率相对不变。

所以催化剂对平衡移动无影响。

【总结】勒夏特列原理(平衡移动原理)：
已达平衡的可逆反应，如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向着减弱这种改变的方向移动。

注意：平衡移动只能减弱条件改变对平衡的影响，不能完全抵消这种改变，更不能扭转这种改变。

水解
一、盐类水解的类型及规律
1.盐类水解的定义及实质
强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阳离子、阴离子可分别与水电离产生的OH－或H+生成弱电解质——弱酸或弱碱，使得溶液中c(H+)≠c(OH－)，因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性。

盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。

盐类的水解会促进水的电离。

2.水解反应离子方程式的书写
（1）酸式盐的水解：
溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。

①阴离子是较强或中强的酸根，电离为主：
NaH2PO4 =Na＋+H2PO4－
H2PO4－
H＋+ HPO42－（以电离为主）呈酸性
H2PO4－+H2O
H3PO4 + OH-（水解次之）
以电离为主的盐有：NaH2PO4、NaHSO3等，这样的盐溶液呈酸性，考虑离子浓度大小比较时可忽略水解。

②阴离子是弱酸根，如NaHCO3以水解为主：
HCO3-+H2O
H2CO3-+ OH-（以水解为主）呈碱性
HCO3-
H+ +CO32-（次要）
这类盐还有：KHCO3、K2HPO4、KHS等，这样的盐溶液呈碱性，考虑离子浓度大小比较时可忽略电离。

（2）书写盐的水解离子方程式时应注意的问题
①水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。

②水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”符号。

[双水解除外如：Al2S3、Al2(CO3)3]
③多元酸盐的水解是分步进行的，如：
CO32-+ H2O
HCO3- +OH-
HCO 3- +H 2O H 2CO 3 + OH -
多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，中学阶段写成一步，如：
Cu 2++2H 2O Cu(OH)2 + 2H ＋
Al 3++3H 2O Al(OH)3 + 3H
＋
3. 盐类水解类型及规律
（1）强碱弱酸所生成的盐的水解——溶液呈碱性—— 如Na 2S 、Na 2CO 3 （2）强酸弱碱所生成的盐的水解——溶液呈酸性——如NH 4NO 3 （3）强酸强碱所生成的盐不水解——溶液呈中性——如NaCl 、KNO 3
（4）弱酸弱碱盐——双水解（了解）——如NH 4Ac 显中性、(NH 4)2S 显碱性 二、影响盐类水解的因素
1. 内因：盐本身性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。

2. 外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。

（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。

（2）浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。

（3）外加酸碱：外加酸碱能影响盐的水解。

例如：水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的H ＋
，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。

三、双水解反应
弱酸的酸根离子与弱碱的金属阳离子(含NH 4+)在水溶液中相遇之后是否发生双水解反应的问题，确有一定的复杂性。

这其中的奥妙不强求中学生探究，了解以下几种常见的、典型的双水解反应的实例即可，它们是Al 3+与HCO 3-、CO 32-、AlO 2-的反应，NH 4+与CO 32-的反应，Fe 3+与HCO 3-、CO 32-、AlO 2-的反应。

这些离子之间的双水解反应的原理与上述的Al 3+与HCO 3-之间的双水解反应相似。

对双水解反应通常用离子方程式来表示。

写离子方程式时，一般要根据水解特征、水解生成的酸和碱的特点确定反应物和生成物，以离子的电荷守恒和质量守恒相结合进行配平。

例如：
3232322A13CO 3H O 2A1(OH)3CO +-++=↓+↑；3332Al 3HCO A1(OH)3CO +-
+=↓+↑
3223Al 3AlO 6H O 4A1(OH)+-++=↓
；342332CH COO NH H O CH COOH NH H O -+
+++ (可逆反应) 四、离子浓度大小比较规律
1. 大小比较方法
（1）考虑水解因素：如Na 2CO 3溶液CO 32-+H 2O HCO 3-+OH -；HCO 3-+H 2O H 2CO 3+OH -，
所以c(Na +)> c(CO 32-)> c(OH -)> c(HCO 3-)
（2）不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对其影响因素，例如，相同浓度的NH 4Cl 、
CH 3COONH 4、NH 4HSO 4中，c(NH 4+)由大到小的顺序是NH 4HSO 4>NH 4Cl>CH 3COONH 4。

（3）混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素，如：相同浓度的NH 4Cl 和氨水
混合液中，离子浓度顺序是c(NH 4+)> c(Cl -)> c(OH -)> c(H +)，即NH 3·H 2O 电离程度>NH 4+水解 程度。

2. 电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系：
元素原子守恒、电荷数守恒以及水电离的H +和OH -数量相等 （1）元素原子守恒(即物料守恒)
如：纯碱溶液2233c(Na )2c(CO )2c(CO )+--
==+未溶解3
232c(HCO )2c(H CO )-+ NaH 2PO 4溶液2424c(Na )c(H PO )c(H PO )+--
==+未变化234434c(HPO )c(PO )c(H PO )--++
（2）电荷数守恒关系(即电荷守恒)
如：小苏打溶液23
3c(Na )c(H )c(HCO )2c(CO )++--
+=++c(OH )- Na 2HPO 4溶液2244c(Na )c(H )c(H PO )2c(HPO )++--+=++343c(PO )c(OH )--
+
【注意】1molCO 32-带有2mol 负电荷，所以电荷浓度应等于2c(CO 32-)，同理PO 43-电荷浓度等于3c(PO 43-)。

（3）水电离的H +和OH -数量相等(即质子守恒)
如：纯碱溶液c(H )c(OH )+-=水水；323c(H )c(HCO )2c(H CO )c(H )+-
+=++水
即323c(OH )c(HCO )2c(H CO )c(H )--
+=++水
电 离
影响电离平衡移动的因素
以25℃下，0.1mol·L －1
的CH 3COOH 溶液存在的电离平衡为例：CH 3COOH CH 3COO －
+H +。

电离平衡的
影响因素如下： （1）升温
电离平衡右移。

升高温度，电离平衡常数增大，平衡右移。

（2）加水
电离平衡右移。

加水后各微粒的浓度都同等程度地减小，+33c(CH COO )c(H Q c(CH COOH)
-⋅=）
＜K （K 不变），只有平衡
右移，方可使Q 增加到等于K 。

（3）加CH 3COONa 固体
电离平衡左移。

当加入CH 3COONa 固体时，CH 3COONa 完全电离使CH 3COO －
浓度增大，即Q ＞K ，只有平衡左移，方可使Q 减小到等于K 。

（4）通入氯化氢气体
氯化氢气体溶于水后，H +浓度增大，即Q ＞K 只有平衡左移，方可使Q 减小到等于K 。

（5）加NaOH 固体
电离平衡右移。

强电解质NaOH 溶于水后，完全电离为Na +和OH －
，OH －
和H +发生反应而使
H +浓度降低，即Q ＜K ，只有平衡右移，方可使Q 增大到等于K 。

（6）加Na 2CO 3固体
电离平衡右移。

强电解质Na 2CO 3溶于水后溶液中CO 32－
与H +反应使H +浓度降低，即Q ＜K ，只
有平衡右移，方可使Q 增大到等于K 。

水的电离
1）影响水电离的因素
①温度
温度升高，水的电离程度增大（电离吸热，升温向电离方向移动）。

②加入强碱弱酸盐或强酸弱碱盐
由水的电离方程式：H 2O H + +OH －可以看出若要减小c （H +
）或c （OH －）可以向水中加入强碱
弱酸盐如：CH 3COONa 、Na 2CO 3、K 2S 、NaClO 等促进水的电离，也可以加入强酸弱碱盐如NH 4NO 3、 AlCl 3、FeCl 3等促进水的电离。

③酸、碱
在酸性溶液中由于有大量的氢离子，因此会抑制水的电离，在碱性溶液中由于存在大量的氢氧根离子 也会抑制水的电离。

2）影响K W 的因素
K W 只与温度有关，而与c （OH －
）、c （H +）的变化无关，与酸、碱、盐溶液及其浓度大小无关。

pH 计算及适用范围
pH 是c （H +）一种表示方法，溶液的pH 是c （H +）的负对数，即：pH=－lgc （H +） 例如：常温下，c （H +）=1.0×10－7
的中性溶液，pH=－lg10－
7=7.0。

c （H +）=1.0×10
－5
的酸性溶液，pH=－lg10－5=5.0。

c （H +）=1.0×10
－12
的碱性溶液，pH=－lg10
－12
=12.0
溶液的pH 可以用pH 试纸来测量，也可以用pH 计来测量。

强酸：c(H +)=nc mol·L -1 pH=-lgc(H +)=-lgnc
强碱：14
1
10c(H )mo1L nc -+
-=
pH=-lgc(H +)=14+lgnc
常 数
一、电离平衡常数
在一定条件下，弱电解质在到达电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数。

若一元弱酸电离常数就一个用K 表示。

若二元弱酸电离电离平衡常数有两个K 1（一步电离）、K 2 （二步电离） 且K 1＞K 2。

多元弱酸有几步电离电离常数就有几个，且依次减小。

例如：H 2S 的电离常数如下
第一步电离： H 2S H +
+H S
－ K 1=
2c(H )c(HS )
c(H S)
+-=1.3×10-7 第二步电离： HS － H ++S 2－
K 2=2c(H )c(S )
c(HS )
+--
=7.1×10-15 二、电离度
1、概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数的(包括已
电离的和未电离的)百分数。

2、表达式：电离度(a)= 已电离的弱电解质分子数
溶液中原有弱电解质总分子数×100%= n n 已电离总×100%= c c c -平始始
×100%（n －物质
的量 c －物质的量浓度）
三、水的离子积
K W =c （H +）·c （OH －
），所以K W 在一定温度下也是常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积。

四、溶度积（选讲）
像水的电离、水解平衡一样，沉淀溶解平衡也有平衡常数，符号为K sp 。

对于下列沉淀溶解平衡：
M m A n （s ） 可逆号 mM n++nA m －
（aq ）
固体纯物质不列平衡常数，上述反应的平衡常数为：
K sp =〔c(M n+)〕m ·〔c(A m －
)〕n
m=1，n=1，则：K sp =c(Ag +) ·c(Cl －
)
在一定温度下，K sp 是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。

通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂乘积——离子积Q c 的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解：
Q c ＞K sp ，溶解过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡； Q c =K sp ，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
Q c ＜K sp ，溶液为不饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。

有关物料守恒、电荷守恒、粒子浓度比较问题
1、（★★）将标准状况下的2.24L CO 2通入150mL 1mol·L －
1 NaOH 溶液中，下列说法正确的是（ ）
A ．c(HCO 3－)略大于c(CO 32－)
B ．c(HCO 3－)等于c(CO 32－
)
C ．c(Na ＋)等于c(CO 32－)与c(HCO 3－)之和
D ．c(HCO 3－)略小于c(CO 32－
)
2、（★★★）10.02mol L -⋅的HCN 溶液与10.02mol L -⋅的NaCN 溶液等体积混合，测得溶液中的(CN )(Na )c c -+＜，则下列关系中不正确的是（ ）
A ．(Na )(CN )(OH )(H )c c c c +--+＞＞＞
B ．1(HCN)(CN )0.02mol L c c --+=⋅
C ．(CN )(HCN)c c -＞
D ．(Na )(H )(CN )(OH )c c c c ++--+=+
3、（★★★）在 Na 2S 溶液中存在的下列关系中不正确的是（ ）
A ．c(Na ＋)＝ 2c(S 2－)+2c(HS －
) + 2c(H 2S)
B ．c(Na ＋) + c(H ＋)＝ c(OH －) + c(HS －) + c(S 2－
)
C ．c(OH －)＝ c(H ＋) + c(HS －
) + 2c(H 2S)
D ．c(Na ＋)＞c(S 2－)＞c(OH －) ＞c(HS －
)
4、（★★★）已知0.1mol·L －
1的二元酸H 2A 溶液的pH ＝4.0，则下列说法中正确的是（ ）
A ．在Na 2A 、NaHA 两溶液中，离子种类不相同
B ．在溶质物质的量相等的Na 2A 、NaHA 两溶液中，阴离子总数相等
C ．在NaHA 溶液中一定有：c(Na ＋)+(H ＋)＝c(HA －)+(OH －)+2c(A 2－
)
D ．在Na 2A 溶液中一定有：c(Na ＋)＞c(A 2－)＞c(H ＋)＞c(OH －
)
5、（★★★）下列叙述正确的是（ ）
A ．0.1mol·L －1氨水中，c (OH －
)=c (NH 4+)
B ．10 mL 0.02mol·L －1HCl 溶液与10 mL 0.02mol·L －
1Ba(OH)2溶液充分混合后溶液的pH=7
C ．在0.1mol·L －1CH 3COONa 溶液中，c (OH －
)=c (CH 3COOH)+c (H +)
D．0.1mol·L－1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中，c(Na+)=2c(A2－)+c(HA－)+c(H2A)
（★★★）某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。

则下列描述正确的是（）A．该溶液可能由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成
B．该溶液可能由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成
C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋)
D．加入适量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和
6、（★★★★）将pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合后，溶液中离子浓度关系正确的是（ ）
A．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(OH－) B．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+) C．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－) D．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+)
7、（★★★★）下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（）
A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：
c(H+) + c(M+) = c(OH-) + c(A-)
B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：
c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c(Na2CO3)
C．物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：
c(CH3COO－) +2c(OH－) = 2c(H+) + c(CH3COOH)
D．0.1mol·L－1的NaHA溶液，其pH=4：c(HA－)＞c(H+)＞c(H2A)＞c(A2－)。