只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。

　　五、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向

　　1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：

　　(1)熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：J•••mol-1•K-1

　　(2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.

　　(3)同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

　　2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)

　　在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：

　　ΔH-TΔS〈0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行

　　ΔH-TΔS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)

　　ΔH-TΔS〉0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行

　　注意：(1)ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行

　　(2)ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行

　　第三章水溶液中的離子平衡

　　一、弱電解質(zhì)的電離

　　1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。

　　非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

　　強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。

　　弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。

　　2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：

　　電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物

　　注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)

　　③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì))——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。

　　3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。

　　4、影響電離平衡的因素：

　　A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

　　B、濃度：濃度越大，電離程度越小;溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。

　　9、電離方程式的書寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫(第一步為主)

　　10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

　　表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]

　　11、影響因素：

　　a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

　　b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

　　C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

　　二、水的電離和溶液的酸堿性

　　1、水電離平衡：:

　　水的離子積：KW=c[H+]•c[OH-]

　　25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]•[OH-]=1*10-14

　　注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定

　　KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

　　2、水電離特點(diǎn)：(1)可逆(2)吸熱(3)極弱

　　3、影響水電離平衡的外界因素：

　　①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14

　　②溫度：促進(jìn)水的電離(水的電離是吸熱的)

　　③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*10-14

　　4、溶液的酸堿性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的測(cè)定方法：

　　酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。

　　變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(淺紅色)

　　pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。

　　注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

　　三、混合液的pH值計(jì)算方法公式

　　1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)[H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它)[OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2)(注意:不能直接計(jì)算[H+]混)

　　3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：(先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

　　四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

　　1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n(但始終不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n(但始終不能大于或等于7)

　　3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原-n(但始終不能小于或等于7)

　　4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原-n(但始終不能小于或等于7)

　　5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近7

　　6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

　　五、強(qiáng)酸(pH1)強(qiáng)堿(pH2)混和計(jì)算規(guī)律w.w.w.zxxk.c.o.m

　　1、若等體積混合

　　pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7

　　pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后顯中性

　　pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1

　　pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

　　六、酸堿中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

　　2、中和滴定的操作過程：

　　(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀]有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。

　　(2)藥品：標(biāo)準(zhǔn)液;待測(cè)液;指示劑。

　　(3)準(zhǔn)備過程：

　　準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

　　(4)試驗(yàn)過程

　　3、酸堿中和滴定的誤差分析

　　誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析

　　式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度;

　　V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：

　　c堿=

　　上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高;V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。

　　同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。

　　七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

　　1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

　　2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。

　　3、鹽類水解規(guī)律：

　　①有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

　　②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3>NaHCO3)

　　4、鹽類水解的特點(diǎn)：(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)(2)程度小(3)吸熱

　　5、影響鹽類水解的外界因素：

　　①溫度：溫度越高水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

　　②濃度：濃度越小，水解程度越大(越稀越水解)

　　③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解;OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解)

　　6、酸式鹽溶液的酸堿性：

　　①只電離不水解：如HSO4-顯酸性

　　②電離程度>水解程度，顯酸性(如:HSO3-、H2PO4-)

　　③水解程度>電離程度，顯堿性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

　　7、雙水解反應(yīng)：

　　(1)構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　8、鹽類水解的應(yīng)用：

　　水解的應(yīng)用實(shí)例原理

　　1、凈水

　　明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+　2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-

　　3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+

　　②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-

　　4、制備無(wú)水鹽由MgCl2•6H2O制無(wú)水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：

　　MgCl2•6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O

　　Mg(OH)2MgO+H2O

　　5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

　　6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3•H2O+H+

　　c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

　　9、水解平衡常數(shù)(Kh)

　　對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))

　　對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))

　　電離、水解方程式的書寫原則

　　1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫

　　注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。

　　2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫