广东省惠东县高考化学一轮复习 第八章 水溶液中的离子平衡“四大平衡”课件.pptx

在一温度下达到平衡时，K＝ccmpCA··ccqnDB.
(2)平衡转化率
对于一般的化学反应：aA＋b
cC＋dD，达到平衡时
反应物A的转化率为：α(A)＝
A的初始浓度－A的平衡浓度 A的初始浓度
×100%＝c0Ac0－AcA×100%.
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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．
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来表示的，KW＝c(H＋)·c(OH－)，室温下，KW＝1.0×10－14.
(5)溶度积常数
对于溶解平衡：AmBn(s)
mAn＋(aq)＋nBm－(aq)，Ksp＝
[c(An＋)]m·[c(Bm－)]n，与其他平衡一样，Ksp仅受温度的影
响．
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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：
(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．
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(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．
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2．元素(原子团)守恒
电解质溶液中的某些元素或原子团存在“守恒关系”，
如NH4Cl溶液中存在氮元素守恒：c(NH3·H2O)＋c(NH
＋
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)
＝c(Cl－)．这种守恒思想的合理利用往往可以使解题化难
为易．
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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：
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(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：
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(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．
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3．描述方法不同 (1)化学平衡常数
对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g)
pC(g)＋qD(g)，
可逆的
研究
溶液中的 包括强碱弱酸盐、溶液中的难溶
化学反
对象
弱电解质 强酸弱碱盐及弱 电解质
应
酸弱碱盐
溶液中的氯化
工业合 醋酸溶液、碳酸钠、氯化铁、
举例
银、硫酸钡、
成氨 氨水等 醋酸铵等
氢氧化铁等
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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．
沉淀溶解 平衡 化学平衡 电离平衡 水解平衡
平衡
可逆 反应
化学反应 弱电解质
中的可逆 电离的可
反应
逆性
难溶电解 盐类水解
质溶解的 的可逆性
可逆性
相同点 这些平衡背后的变化都具有可逆性
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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．
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(3)电离平衡常数 ①对于一元弱酸HA：HA cH＋·cA－ cHA . ②对于一元弱酸BOH：BOH K＝cOcHB－O·HcB－.
H＋＋A－，平衡常数K＝ B＋＋OH－，平衡常数
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(4)水的离子积
水可以发生微弱的电离：2H2O
H3O＋＋OH－，或者表示
为：H2O
H＋＋OH－.水的电离程度大小是用离子积(KW)
水溶液中的“四大平衡”
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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．
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一、四大平衡不同点的比较
1．研究对象不同
平衡 化学 电离平衡
类型 平衡
水解平衡
沉淀溶解平衡
能够水解的盐类，
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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－存在如下关系： c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)． 对于平衡理论的复习既要综合做好四种平衡的对比，找 出异同，又要区别对待，不能混淆．
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盐的 水溶液的 类别 酸碱性
举例
溶液中的 c(H＋)与c(OH－)
弱电解质
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－)
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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．
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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＋)．