溶液中的平衡

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溶液中的四大平衡

溶液中的四大平衡一、弱电解质的电离平衡1．HClO是比H2C03更弱的酸，反应：Cl2+H20 HCl+HCl0达到平衡后，要使HClO浓度增加，可以加入( )A．NaOH B．HCl C．CaCO3(固) D．H2O2．体积相同，c(H+)相同的盐酸和醋酸跟足量的Na2C03反应后，产生CO2气体的量( )A．盐酸的比醋酸的多B．盐酸的比醋酸的少 C．二者相等 D．无法比较3．现有H+离子浓度相同的醋酸和盐酸，分别用蒸馏水稀释至原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的H+离子浓度仍旧相等，则m和n的关系是( )A．m>n B．m = n C．m<n D．无法确定4.下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是( )①常温下某CH3COONa溶液的pH=8 ②用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗③等pH等体积的盐酸、CH3COOH溶液和足量锌反应，CH3COOH放出的氢气较多④0.1mol·L1-CH3COOH溶液的pH=2.1 ⑤CH3COONa和H3PO4反应，生成CH3COOH⑥0.1mol·L1-的CH3COOH溶液稀释至100倍，pH<3A、②B、②⑤C、①③⑤D、③④⑤⑥5下列关于电解质的叙述正确的是( )A．氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子B．溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸C．硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属强电解质D．CO2溶于水能部分电离，故CO2属于弱电解质6.一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的( )A．NaOH固体B．H2O C．NH4Cl D．CH3COONa7.分别在pH=1的酸和pH=13的NaOH溶液中加入足量的铝，放出H2的量前者多，其原因可能是( )①两溶液的体积相同，酸是多元强酸②两溶液的体积相同，酸是一元弱酸③酸溶液的体积大于NaOH 溶液的体积④酸是强酸，浓度比NaOH溶液大A、①②B、②C、②③D、④二、水的电离平衡8、室温下，在pH＝12的某溶液中，由水电离的c(OH-)为( )A．1.0×10-7 mol·L-1B．1.0×10-6 mol·L-1C．1.0×10-2 mol·L-1D．1.0×10-12 mol·L-19、若溶液中由水电离产生的c（OH－）＝1×10－14mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是( )A Al3＋Na＋NO3－Cl－B K＋Na＋Cl－NO3－C K＋Na＋Cl－AlO2－D K＋NH＋4SO42－NO3－10．在25℃时，pH都等于10的KOH溶液与CH3COOK溶液中水的电离度比较( )A. 相等B. 前者比后者大C. 后者比前者大D. 两者都比纯水电离度小11.下列溶液：①pH=0的盐酸；②0.5mol·L1-的盐酸；③0.1mol·L1-的NH4Cl溶液；④0.1mol的NaOH 溶液。

溶液中的化学平衡-配位平衡

工业废水处理
工业废水中的重金属离子常通过配位反应进行沉淀或吸附，从而达到净化废水的目的。
环境化学中的配位平衡问题
土壤污染修复
土壤中的重金属离子与有机配体发生配位反应，影响重金属的迁移和生物有效性，从而影响土壤污染修复效果。
水质监测与净化
水体中的重金属离子、有机污染物等可通过配位反应进行转化和去除，确保水质安全。
02
在化学分析中，可以利用配位平衡常数来计算溶液中各组分的浓度。
03
在生物学中，配位平衡常数可以用来描述生物体内的金属离子与蛋白质、酶等生物大分子之间的相互作用。
04
在环境科学中，配位平衡常数可以用来研究重金属离子在土壤、水等环境介质中的迁移转化行为。
04
配位平衡在化学反应中的作用
配位反应的速率影响
由能变化等参数，从而预测反应结果。
05
实际应用中的配位平衡问题
工业生产中的配位平衡问题
1 2 3
金属冶炼
在金属冶炼过程中，配位平衡对于控制金属离子的溶解度和稳定性至关重要，直接影响金属的提取率和纯度。
化学品的合成与分离
许多化学品的合成和分离涉及到配位平衡，如利用配位反应合成有机金属化合物、分离稀有元素等。
03
配位平衡的计算与表示方法
配位平衡的计算
配位平衡是溶液中一种重要的化学平衡，主要涉及配位体和中心离子之间的相互作用。
配位平衡的计算通常需要使用平衡常数，如稳定常数和不稳定常数，来描述配位体和中心离子之间的结合和解离程度。
平衡常数的值取决于温度、压力和溶液的组成，可以通过实验测定或计算得出。
形成配合物的条件
金属离子和配位体需要在一定的条件下形成配合物，如温度、压力、浓度等。

水溶液中的化学平衡及其影响因素

水溶液中的化学平衡及其影响因素水溶液中的化学平衡是指在溶液中各种化学物质之间的反应达到动态平衡的状态。

这种平衡状态是由溶质和溶剂之间的化学反应引起的，它涉及到溶解度、酸碱度和氧化还原等方面的因素。

本文将探讨水溶液中的化学平衡及其影响因素。

一、溶解度和溶解度积溶解度是指在一定温度下，溶质在溶剂中能够溶解的最大量。

溶解度受到温度、压力和溶质浓度的影响。

通常情况下，溶解度随着温度的升高而增加，但对于某些溶质来说，溶解度随温度的升高而减小。

压力对溶解度的影响较小，只有在气体溶解度较高的情况下才会有明显的影响。

溶质浓度对溶解度的影响较小，一般情况下不会引起明显的变化。

溶解度积是指在饱和溶液中，溶质的浓度与其离解产物的浓度的乘积。

溶解度积可以用来描述溶质在溶液中的溶解程度。

当溶解度积大于离子积时，会发生沉淀反应。

溶解度积受到温度的影响，一般情况下随温度的升高而增大。

二、酸碱度和酸碱平衡酸碱度是指溶液中酸碱物质的浓度。

酸碱度可以通过pH值来表示，pH值越低，溶液越酸；pH值越高，溶液越碱。

溶液中的酸碱度受到酸碱物质的浓度和性质的影响。

浓度越高，酸碱度越强；性质越强酸或强碱，酸碱度越大。

酸碱平衡是指溶液中酸碱物质之间的反应达到动态平衡的状态。

酸碱平衡的影响因素包括酸碱物质的浓度、温度和溶液中其他物质的存在。

当酸碱物质的浓度发生变化时，酸碱平衡也会发生改变。

温度对酸碱平衡的影响较大，一般情况下，温度升高会促进酸碱反应的进行。

三、氧化还原反应和氧化还原平衡氧化还原反应是指物质之间电子的转移反应。

在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。

氧化还原反应的平衡受到氧化剂和还原剂之间的浓度、温度和pH值的影响。

浓度越高，氧化还原反应越容易进行；温度越高，氧化还原反应的速率越快；pH值的变化也会影响氧化还原反应的进行。

氧化还原平衡是指在溶液中氧化剂和还原剂之间的反应达到动态平衡的状态。

氧化还原平衡的影响因素包括氧化剂和还原剂的浓度、温度和pH值，以及溶液中其他物质的存在。

溶液中的化学平衡

溶液中的化学平衡化学平衡是指在化学反应中反应物和生成物在一定条件下达到稳定状态的现象。

溶液中的化学平衡是指当溶液中存在可溶质和溶剂时，溶质与溶剂之间的反应达到平衡的过程。

本文将介绍溶液中的化学平衡的基本概念、影响因素以及应用。

一、溶液中的化学平衡的基本概念在溶液中，溶质能够与溶剂发生反应，形成溶解度产物。

溶质的溶解度与溶液中的浓度有关，若溶质的浓度小于其溶解度，则会继续溶解；若溶质的浓度大于其溶解度，则会发生逆反应，溶质会从溶液中析出。

当这两种反应达到平衡时，称为溶液中的化学平衡。

二、影响溶液中化学平衡的因素1. 温度：温度的变化会影响溶解度和反应速率。

一般来说，增加温度会使溶解度增大，且同时使反应速率加快；降低温度则相反。

这是因为在溶液中的化学平衡中，通常伴随着吸热或放热的过程。

温度的改变会影响到平衡常数，从而改变反应的方向和速率。

2. 压力：对于气体溶液来说，压力的变化也会影响溶解度和反应速率。

根据气体溶解度的气体-液体分压定律可知，增加气体的分压会使其溶解度增大。

而对于液体溶液来说，压力的变化对化学平衡的影响不大。

3. 浓度：溶液中反应物的浓度也会对化学平衡产生影响。

根据Le Chatelier原理，当溶液中某一物质的浓度增加时，反应会偏向生成物的一方；反之，当溶液中某一物质的浓度减小时，反应会偏向反应物的一方。

通过控制反应物的浓度，可以达到改变化学平衡的目的。

4. 催化剂：催化剂能够加速化学反应的速率，但不改变化学平衡的位置。

催化剂通过降低反应的活化能，提供新的反应路径，增加分子碰撞的频率等方式来加速反应速率。

三、溶液中化学平衡的应用溶液中的化学平衡广泛应用于生产、实验室以及日常生活中。

以下是一些实际应用场景的例子：1. 酸碱中和反应：酸和碱在溶液中进行中和反应，生成盐和水。

当酸和碱的摩尔比例满足一定条件时，可达到化学平衡。

例如，酸性溶液中可加入碱溶液，使溶液呈中性。

2. 盐溶解度：不同的盐在水中的溶解度是有限的，可以通过调节温度、浓度等条件来改变溶解度，并利用化学平衡来控制溶解度。

水溶液中的化学平衡

系中OH-的浓度。
和都是平衡常数，表示了弱酸、弱碱解离出离子趋势的大小，K值
越大，表示解离的趋势越大。一般把小于10-2的酸，称为弱酸；碱也可以按着值的大小分类。（2）酸碱的强弱可用解离平衡常数来表示酸和碱的强度。一些酸从强到弱的排列顺序是
HAc在H2O中有
4.1.2弱电解质的解离平衡
Ac-。用c0表示醋酸溶液的起始浓度，用c(H+)、c(Ac-)和c(HAc)分别表示 H+、Ac-和HAc的平衡浓度，则有c(H+)= c(Ac-)·c(HAc)=c0- c(H+)。
4.1.2弱电解质的解离平衡
将各平衡浓度代入式（4-1）中，有：
Kaθ
c(H )2 c0 c(H )
（4-2）
4.1.1 酸碱理论
2. 酸碱的质子理论
由丹麦的布朗斯特和英国的劳莱提出并定义了酸与碱：酸碱质子理论将能给出质子的分子或离子定义为酸；能接受质子的分子或离子定义为碱。酸和碱之间的关系是：
满足上述关系的一对酸和碱互为共轭酸碱。例如：醋酸CH3COOH
其中HAc是Ac-的共轭酸，而Ac-是HAc的共轭碱。酸越强，它的共轭碱就越弱；酸越弱，它的共轭碱就越强。
当c0不是很小，而α不是很大时。弱酸弱碱溶液的解离度与其浓度的
平方根成反比，与其解离常数的平方根成正比。这一关系称为稀释定律。平衡常数和不随浓度变化，但作为转化百分数的解离度α，
却随起始浓度的变化而变化，只有在浓度相同的条件下，才能用解离度的
大小来比较电解质的相对强弱。起始浓度c0越小，解离度α值越大。
由瑞典化学家阿伦尼乌斯提出并定义了酸与碱：电解质在水溶液中能电离生成阴、阳离子。酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子都是H+离子的化合物；而碱是指在水溶液中电离时产生的阴离子都是OH-离子的化合物。即，能电离出H+是酸的特征，能电离出OH-是碱的特征，酸碱的中和反应生成盐和水。又根据强、弱电解质的概念，将在水中全部电离的酸或碱，称为强酸和强碱；在水中部分电离的酸或碱，称为弱酸和弱碱。

溶液中的离子平衡

2.1.1 阿仑尼乌斯旳部分电离理论
电解质---在水溶液或熔融状态下能导电旳化合物
电离度(α):到达电离平衡时,总分子数中电离成离子旳分数
已电离旳溶质分子数
α= 原有溶质旳分子数 *100%
或已电离旳电解质(即离子)旳浓度
α= 电解质旳原始浓度
*100%
2.1.2 强电解质溶液理论旳基本概念
NH
4
(aq)
OH (aq)
H3O (aq) OH( aq )
⑵ 酸、碱旳中和
H+
H3O (aq) OH (aq)
H+
H3O (aq) NH3 (aq)
H2O(l) H2O(l)
NH
4
(aq)
H 2 O(l)
H+
HAc(aq) OH (aq)
H2O(l) Ac (aq)
⑶ 盐旳水解
KW 1.310-15 7.410-15 1.0010-14
T/K 298 323 373
KW 1.2710-14 5.610-14 7.410-13
2）酸碱平衡常数 a 一元酸碱
弱酸电离常数用Ka表达，弱碱电离常数用Kb表达
HAc
H+ + Ac-
Ka
=
—[H—+][A—c-—]
[HAc]
NH3+H2O
2.稀释定律
以HAc为例推导如下:
HAc
H+ + Ac-
初时浓度平衡浓度
C C-Cα
Ka = —(CC—-αC—)α2 = —1C-α—α2
00 Cα Cα
想一想：浓度越稀电离度越大，酸度越大。这种说法对
吗？（F）

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。

1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。

电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。

2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。

3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。

解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。

当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。

4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。

需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。

如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。

另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。

如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒

1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。

电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。

2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。

3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。

解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。

当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。

4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。

需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。

如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。

化学水溶液的三大平衡

化学水溶液的三大平衡哎呀，今天咱们聊聊化学水溶液的三大平衡，真的是个有趣的话题。

听起来有点高深，不过别担心，我会用简单的方式给大家讲明白。

水溶液，顾名思义，就是在水里溶解的东西。

想想你喝的饮料，不就是水加上各种好东西吗？不过呢，水溶液可不是随随便便的，它里面有一些神奇的平衡，像是一场华丽的舞会，每个角色都得找到自己的位置。

咱们先来聊聊酸碱平衡吧。

这可真是个老生常谈的话题，但它真的很重要！酸和碱就像是水溶液中的“好朋友”，一个是咸咸的酸，一个是甜甜的碱。

你知道吗？它们在水里碰撞的时候，能产生一些奇妙的反应。

比如，咱们的胃里就有盐酸，帮助消化，可是如果太酸了，人可就受不了啦，像是火烧心一样。

想想看，如果我们喝了太多酸的东西，比如可乐，胃就会抗议，跟你说：“别再给我酸的了，我要休息！”而碱则是反过来的，它可以中和酸，让一切变得平衡，嘿，这就是酸碱平衡的魅力所在！说到这里，不禁让我想起那句老话：“和气生财”，保持好酸碱平衡，身体才会倍儿棒。

我们得聊聊离子平衡。

听起来是不是有点复杂？其实没那么可怕！离子就像是水溶液里的小精灵，个个忙得不可开交。

水中有钠离子、钾离子、钙离子等等，都是咱们身体的“好帮手”。

这些离子可不是随便来的，它们需要通过食物、饮水等途径进入我们的身体。

比方说，钠离子帮助调节体液，保证你不干渴，像是个勤勤恳恳的水管工；而钾离子则让你的心脏跳动得稳稳的，像个稳重的交响乐指挥。

可要是离子不平衡，那可就麻烦了，像是乐团里有人跑调，整个演出就糟了。

如果你运动过度，出汗太多，钠离子和钾离子都可能变得不足，结果就可能让你感到无力，甚至出现抽筋。

嘿，记得多喝水，补充电解质，保持离子平衡哦！就像那句俗话：“多一分热情，多一分幸福”。

咱们得说说渗透压平衡。

听着好像很高大上，其实就是水分子在水溶液里像是在跳舞一样，四处流动。

水分子总是想着往浓度低的地方移动，想要把整个舞池的气氛搞得平衡一些。

想象一下，盛夏的日子，大家都在海边玩水，水面平静如镜，大家都开心极了。

溶液中的平衡(电离平衡、水解平衡)

- 1 -溶液中的平衡：电离、水解、难溶电解质溶解平衡一、基础知识储备1、书写弱溶电解质电离方程式（1）.NH 3-H 2O;CH 3COOH;H 2O(2)书写盐类水解离子方程式：NH 4Cl;CH 3COONa;Na 2S;Na 2CO 3; NaHCO 3(3)难溶电解质溶解平衡AgCl二、平衡移动3沉淀转化三、难点——守恒Na 2CO 3 NaHCO 3 电荷；物料；质子例1、下列关于电解质溶液的叙述正确的是（2006年）A ．常温下，pH=7的NH 4Cl 与氨水的混合溶液中离子浓度大小顺序为)OH ()H ()NH ()CI (-4-c c c c =>>++B ．将pH=4的醋酸溶液稀释后，溶液中所有离子的浓度均降低C ．中和pH 与体积均相同的盐酸和醋酸溶液，消耗NaOH 的物质的量相同D ．常温下，同浓度的Na 2S 与NaHS 溶液相比，Na 2S 溶液为pH 大例2、25℃时，水的电离可达到平衡：H 2O=H ++OH -;△H ＞0，下列叙述正确的是（2007年）A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH)-降低B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H+）增大，K w不变C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H+）降低D.将水加热，K w增大，pH不变例3、醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH H＋＋CH3COO－，下列叙述不正确．．．的是A、醋酸溶液中离子浓度的关系满足：c（H＋）＝c（OH－）＋c（CH3COO－）B、0.10mol/L的CH3COOH溶液加水稀释，溶液中c（OH－）减小C、CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动D、常温下，pH＝2的CH3COOH溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH＜7例4、.下列叙述正确的是（2009年）A.0.1 mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na+)＞c(C6H5O-)＞c(H+)＞c(OH-)B.Na2CO3溶液加水稀释后，恢复至原温度，pH和K均减小C.pH=5的CH3COOH溶液和Ph=5的NH4Cl溶液中，c(H+)不相等D.在Na2S溶液中加入AgCl固体，溶液中c(S2-)下降例5、25 ℃时，浓度均为0.2 mol/L的NaHCO3和Na2CO3溶液中,下列判断不正确．．．的是（2009年）A.均存在电离平衡和水解平衡B.存在的粒子种类相同C.c(OH-)前者大于后者D.分别加入NaOH固体，恢复到原温度，c(CO33-)均增大五、当堂检测1．将0.lmol·1L-醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是（）A．溶液中c(H+)和c(OH-)都减小B．溶液中c(H+)增大C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大2、已知0.1mol·L-1的二元酸H2A溶液的pH=4.0，则下列说法中正确的是（）A．在Na2A、NaHA两溶液中，离子种类不相同B．在溶质物质的量相等的Na2A、NaHA两溶液中，阴离子总数相等C．在NaHA溶液中一定有：c(Na+)+c(H+)=c(HA-)+c(OH-)+2c(A2-)D．在Na2A溶液中一定有：c(Na+)>c(A2-)>c(H+)> c(OH-)3、下列操作中，能使电离平衡H2O H＋＋OH－，向右移动且溶液呈酸性的是（）（A）向水中加入NaHSO4溶液（B）向水中加入Al2(SO4)3溶液（C）向水中加入Na2CO3溶液（D）将水加热到100℃，使pH＝64、（09年福建理综·10）在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32－＋H2O HCO3－＋OH－。

四大平衡

平衡浓度/ (mol· -1) L H2S 0.100–x H+ x+y + HS－ x-y + HS－ x– y H+ x+y S2－ y
最简式
例 3%的甲酸的密度= 1.0049 g/ cm3，其pH = 1.97，问稀释多少倍后，甲酸溶液的电离度增大为稀释前的 10倍？分析：由甲酸的密度和溶质质量分数可求出甲酸的物质的量的浓度；由pH值可求出[H+]，再由物质的量浓度和[H+]，就可求出甲酸稀释前的电离度α1。稀释后的电离度为10α1，但浓度变化不影响电离常数，则可由稀释前后不同浓度数值所表达的电离常数，求出稀释前后浓度的比值，即为所要稀释的倍数。 117.8
1-1-6 酸碱平衡
一元弱酸
起始浓度平衡浓度 c c-[H3O+]
Ki 与α 都能说明弱电解质的解离程度；但α 与c有关，Ki 与c无关。
A(aq) + H3O+(aq) 0 [A] = [H3O+] 0 [H3O+] (忽略水的电离)
HA(aq) + H2O(l)
或：
c(1-α）
cα
Ka
2
cα
( c )
2
若(c)/Ki ≧500, 1-α≈1
[H3O+]2 Ka= ————— ≈ [H3O+]2 c-[H3O+]

c (1 )

c
2
1
c
2
[H 3O ]
[ H 3O ]

Ka
K a 4K ac 2
近似式 (c/Ka>500）
K a c c
H2O + NH3 ＝ NH4+ + OHHAc + H2O ＝ H3O+ + AcAl(H2O)63+ + H2O ＝ H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+

化学反应中的溶液平衡

化学反应中的溶液平衡化学反应是指化学物质之间的相互作用过程，通常会发生化学变化，形成新的物质。

在这个过程中，往往伴随着物质的溶解和离子化。

在溶液中，很多反应是可以反向进行的，形成溶液平衡。

溶液平衡是指溶液中的反应物和生成物达到动态平衡的状态，反应速率变为零，但反应仍然在进行。

在溶液中进行的化学反应通常都是酸碱反应、配位反应和沉淀反应等。

这些反应中，溶液平衡的特点是能够反向进行，且反应物和生成物的物质浓度保持不变。

溶液平衡的状态由平衡常数（Keq）来描述，Keq的大小可以用来判断反应的强弱。

在酸碱中，溶液平衡指的是酸碱反应中产生的水分子的电离。

通常情况下，仅有少量的水分子会发生电离，这种状态称为弱电解质。

弱电解质的电离程度由酸碱的酸度和碱度决定。

酸度越大，电离程度越高；碱度越大，电离程度越低。

Kw是水的离子积（[H+][OH-]）的平衡常数，当水的温度为常温（25℃）时，Kw=1.0×10^-14。

在酸碱反应中，如果有一方浓度变化，反应速率就会发生变化，直到达到平衡状态。

在配位反应中，配位化合物中的配体和中心离子形成配合物。

这些反应中，形成和分解配合物的速率通常很快，导致动态平衡的状态很难维持。

但是，在溶液中进行的催化反应中，使用催化剂可以促进反应，使反向反应的速率大于正向反应的速率，从而形成动态平衡。

在沉淀反应中，固体物质溶于溶液中可以形成离子，通过对离子的沉淀反应可以形成固体颗粒。

反应物的浓度会影响反应平衡的位置，在某些情况下，浓度增加可能导致可溶性产物（沉淀）的形成，从而反应到达平衡状态。

在化学反应中，溶液平衡状态的维持对反应的进行至关重要。

平衡状态的维持通常会受到温度、压力、溶液浓度等因素的影响。

化学反应的研究不仅可以理解化学物质之间的相互作用过程，还可以为我们利用化学反应制备新材料、开发新工艺提供参考。

总之，化学反应中的溶液平衡是化学反应研究中的核心问题之一。

通过对反应物和生成物达到平衡的状态进行研究，我们可以更深入地了解反应的性质和特点，为化学实验的设计提供有益的启示。

化学管理--水溶液中的四大平衡

c0
0
0
c0－cHAc
cH+
cAc-
KaccH 0ccA Hc
c2 H
c0cH
cHKa
Ka24Kac0 2
KaΘ是酸式电离平衡常数
根据电离度的定义式，也可将KaΘ表示如下：
HAc === H+ + Ac-
t = 0 时 c0
0
0
平衡时 c0(1－α)
c0α
c0α
Ka
2 1
c0
1
K
a
c0
cH c0
[
cIn c
[
c HIn c
]
]
cIn (紫红色) cHIn(无色)
Ka cH
c
酸碱指示剂的变色范围肉眼能观察到颜色变化的pH值范围
[HIn]:[In-] = 1中间颜色，此点称为理论变色点 [HIn]:[In-] ≥ 10 无色（酸色） [HIn]:[In-] ≤ 10 紫红色（碱色）
酸碱指示剂的变色范围：
pOHpKb
lgc0,(碱) c(盐)
例题：缓冲溶液的组成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和 1.00mol·L-3的NH4Cl，求： 1）缓冲溶液的pH值； 2 ）将 1.0cm31.00mol·L-3NaOH 溶液加入到 50.0cm3 该缓冲溶液中引起的pH值变化； 3）将同量的NaOH加入到50.0Cm3纯水中引起的pH 值变化。
(一 ). 电离平衡与酸碱平衡
电表示弱电解质的电离程度 (α)
离度
α = 已电离的电解质浓度 ×100%
电解质的原始浓度
弱电解质AmDn的电离反应：
AmDn == mAn+ + nDm-

4.6.水溶液中的几种平衡

mol· dm-3 的CaCl2和Na2CO3:
[Ca2+] = [CO32-] = 0.110-3 0.01/1.0
= 10-6 mol · dm-3
Q = [Ca2+] [CO32-] = 10-12 < Ksp,CaCO3 = 5.1 10-9 因此无 CaCO3沉淀生成。
较大量
K a (HA)c(HA) c( H 3 O ) c( A )

c(H3O )的大小取决于 c(HA) / c(A )的比值。
加入少量强碱：

OH (aq) HA(aq)
加入而有明显变化。

A (aq) H 2 O(l)

因为c(HA) , c(A )较大， c(H 3 O )不因OH的

[H+]=[OH-] pH
0.36×10-7
0.59×10-7 0.86×10-7 1.00×10-7
t/oC
25
40 60 100
KW
1.27×10-14
3.80×10-14 12.6×10-14 74×10-14

[H+]=[OH-] pH
1.13×10-7
1.95×10-7 3.5×10-7 8.6×10-7

溶液中大量的A–与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A–)略有减少，不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。
c ( HA ) 变化 c(A )
推而广之，凡是弱酸（或弱碱）及其盐组成的溶液都是缓冲溶液。例如：
①CO2﹒H2O(H2CO3)-NaHCO3 ②HCO3- -CO32HCO3CO2﹒H2O H+ + CO32H++HCO3-

高中化学三大平衡

水溶液中的化学平衡高中化学中，水溶液中的化学平衡包含了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶化平衡等。

看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反响平衡。

全部关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。

化学平衡勒夏特列原理〔又称平衡移动原理〕是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经到达平衡的反响中，如果改变影响平衡的条件之一〔如温度、压强，以及参加反响的化学物质的浓度〕，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全排除这种改变。

比方一个可逆反响中，当增加反响物的浓度时，平衡要向正反响方向移动，平衡的移动使得增加的反响物浓度又会逐渐减少；但这种减弱不可能排除增加反响物浓度对这种反响物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反响物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。

1、不管是电离、水解还是沉淀溶化，一般情况下，正反响的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。

双水解除外。

2、弄清楚三类反响的区别和联系。

影响电离平衡的因素1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小3.同离子效应：在弱电解质溶液中参加含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应4.化学反响：某一物质将电离的离子反响掉,电离平衡向正方向移动1、电离平衡定义：在肯定条件下，弱电解质的离子化速率〔即电离速率)等于其分子化速率〔即结合速率〕〔如：水局部电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程〕范围：弱电解质〔共价化合物〕在水溶液中外界影响因素：1〕温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动〔电离是吸热的〕2〕浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动〔向离子数目增多的方向移动〕3〕外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动2、水解平衡定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。