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-)。