無機(jī)化學(xué)（第六版）“十二五”職業(yè)教育國(guó)家規(guī)劃教材修訂版高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材

緒論知識(shí)目標(biāo)1.了解無機(jī)化學(xué)的研究對(duì)象、發(fā)展及前景；2.理解學(xué)習(xí)無機(jī)化學(xué)的必要性。

能力目標(biāo)1.能知道化學(xué)為人類社會(huì)的進(jìn)步作出的貢獻(xiàn)；2.能初步構(gòu)建無機(jī)化學(xué)的學(xué)習(xí)方法。

世界是物質(zhì)的，物質(zhì)是在不斷運(yùn)動(dòng)的，也是在不斷變化的。化學(xué)是一門研究物質(zhì)變化的科學(xué)。物質(zhì)的變化通常分為物理變化和化學(xué)變化，而化學(xué)以物質(zhì)的化學(xué)變化為主要研究對(duì)象。第一節(jié)無機(jī)化學(xué)研究的對(duì)象什么是化學(xué)？為什么要學(xué)化學(xué)？化學(xué)是自然科學(xué)中的一門基礎(chǔ)學(xué)科。它研究的內(nèi)容主要包括：物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、變化過程，以及物質(zhì)在自然界中的存在、人工合成和應(yīng)用等。學(xué)習(xí)化學(xué)可以了解其變化的原理，弄清發(fā)生在身邊的許多“為什么”。如金屬為什么容易生銹？國(guó)慶節(jié)的焰火為什么五彩繽紛？泡沫滅火器為什么能噴出那么多泡沫而滅火？學(xué)習(xí)化學(xué)可以更好的利用自然資源，提煉物質(zhì)并合成新物質(zhì)。如從地下開采出的煤和石油可以提煉出汽油、煤油、柴油等燃料，還可以生產(chǎn)出塑料、纖維、橡膠等化工原料，進(jìn)一步加工還可以制得醫(yī)藥、炸藥、農(nóng)藥、化肥、染料等多種化工產(chǎn)品。學(xué)習(xí)化學(xué)還可以幫助人類在能源、材料、生命現(xiàn)象、生態(tài)環(huán)境等多領(lǐng)域中研究創(chuàng)新，開辟新的道路?；瘜W(xué)的三大特征：化學(xué)變化是質(zhì)變——化學(xué)變化是舊化學(xué)鍵破壞和新化學(xué)鍵形成的過程，其實(shí)質(zhì)是化學(xué)鍵的重新改組?；瘜W(xué)變化是定量的變化——化學(xué)變化涉及原子核外電子的重新組合，但原子核并不發(fā)生變化，在化學(xué)變化前后，參與反應(yīng)的元素種類不變，原子核外電子的總數(shù)不變，所以化學(xué)變化前后物質(zhì)總量不變，即服從質(zhì)量守恒定律，而且參與反應(yīng)的各種物質(zhì)之間有確定的計(jì)量關(guān)系?；瘜W(xué)變化伴隨著能量變化——由于各種化學(xué)鍵的鍵能不同，所以當(dāng)化學(xué)鍵發(fā)生改組是，必然伴隨著能量的變化。

例如：NaOH+HClNaCl+H20U+n（慢）56Ba+36Kr+(2-3)n

兩個(gè)反應(yīng)在變化過程中都發(fā)生了質(zhì)變，但后者不屬于化學(xué)變化。前者在變化過程中沒有引起由一種元素變?yōu)榱硪环N元素的變化，即原子核沒有發(fā)生變化。而后者是由原子核的變化而引起的變化?？梢?，化學(xué)變化中發(fā)生的是分子組成上的質(zhì)變，也就是在原子核組成不變的情況下發(fā)生分子組成或離子、原子等結(jié)合方式的質(zhì)變。不屬于這種范圍的變化，就不是化學(xué)變化?；瘜W(xué)變化的實(shí)質(zhì)是組成物質(zhì)的分子中的原子的核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)發(fā)生變化。所以，化學(xué)主要是在分子、原子、離子等層次上研究物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、變化過程及應(yīng)用的科學(xué)。

最古老的化學(xué)分支及最早期的化學(xué)研究基本屬于無機(jī)化學(xué)的范疇。

無機(jī)化學(xué)是研究無機(jī)物質(zhì)的組成、性質(zhì)、結(jié)構(gòu)和反應(yīng)的科學(xué)。無機(jī)物質(zhì)包括除有機(jī)化合物以外的所有元素及其化合物，因此無機(jī)化學(xué)的研究范圍極其廣闊。

無機(jī)化學(xué)發(fā)展的三個(gè)主要階段：

萌芽階段——始于公元前2000多年或者更早，最早的研究對(duì)象是礦物和無機(jī)物，然后在造紙、制陶、火藥、煉鋼、煉鐵、冶金、釀酒、染色、制藥等方面得到應(yīng)用。到15世紀(jì)后期，人們逐漸積累了較多的、有聯(lián)系的、漸成體系的無機(jī)化學(xué)知識(shí)。

發(fā)展階段——標(biāo)志是1661年波義耳首次給“元素”以科學(xué)的定義，1777年拉瓦錫燃燒的氧化學(xué)說，19世紀(jì)初道爾頓的原子學(xué)說，1869年門捷列夫的元素周期表律，1893年維爾納的配位理論等。此階段的重點(diǎn)是研究周期表中各種元素的單質(zhì)和化合物的提取、制備、化學(xué)性質(zhì)、應(yīng)用和宏觀規(guī)律及其與微觀結(jié)構(gòu)的聯(lián)系。第二節(jié)無機(jī)化學(xué)的發(fā)展及前景

復(fù)興階段——標(biāo)志是20世紀(jì)40年代開始的原子能計(jì)劃和隨之而來的十幾種新超軸元素的發(fā)現(xiàn)和稀有氣體元素化合物的合成、簇合物、穴合物等大量具有特殊結(jié)構(gòu)和性能的新型無機(jī)化合物的出現(xiàn)。80年代以來，高溫陶瓷、超導(dǎo)體、低微光電材料、磁性材料、發(fā)光材料等無機(jī)固體材料的合成以及無機(jī)物的結(jié)構(gòu)和反應(yīng)機(jī)理研究等都表明無機(jī)化學(xué)正處于復(fù)興階段。

無機(jī)化學(xué)的發(fā)展前景：

無機(jī)化學(xué)涉及的范圍很寬，是一門豐富多彩、具有無限發(fā)展前途的學(xué)科。它構(gòu)筑分子與固體之間的多層次橋梁，打通微觀、宏觀的界限，打破化學(xué)家合成高純化合物和電子學(xué)家制造芯片與器件的分工，通過不斷地與有機(jī)化學(xué)、物理化學(xué)、高分子化學(xué)和生物化學(xué)以及固體物理等交叉和綜合，產(chǎn)生更多的邊緣學(xué)科。如有機(jī)金屬化學(xué)、生物無機(jī)化學(xué)、無機(jī)固體化學(xué)、物理無機(jī)化學(xué)、無機(jī)高分子化學(xué)、環(huán)境化學(xué)、材料化學(xué)、地球化學(xué)等等。無機(jī)化學(xué)以其現(xiàn)代的實(shí)驗(yàn)技術(shù)和科學(xué)理論為基礎(chǔ)，立足于天然資源的開發(fā)，新型材料的合成，高新技術(shù)廣泛的應(yīng)用，為人類的文明和社會(huì)發(fā)展做出重要貢獻(xiàn)。

化學(xué)創(chuàng)造了世界。備注：鈉蒸氣放電發(fā)光問題早在1950年就得以解決，由于沒有一種能抵御高溫鈉蒸氣（1400℃）強(qiáng)烈腐蝕的特殊材料，所以，直到1965年才制取第一支高壓鈉燈。氧化鋯陶瓷金剛石鉆頭現(xiàn)代通信用光纜用光導(dǎo)纖維做手術(shù)，不用開刀

富勒烯C60

fullreneC50中國(guó)科學(xué)院院士、廈門大學(xué)教授鄭蘭蓀領(lǐng)導(dǎo)和組織完成2004年４月３０日出版的美國(guó)《科學(xué)》雜志發(fā)布了此項(xiàng)成果

近年發(fā)現(xiàn)和發(fā)明的新物質(zhì)層出不窮，如球碳、管碳、俄羅斯套娃、團(tuán)簇化合物、籠合物等。俄羅斯套娃學(xué)習(xí)無機(jī)化學(xué)課程的目的；注意觀察身邊的無機(jī)化學(xué)的問題；課前預(yù)習(xí)，課堂認(rèn)真聽講，課后復(fù)習(xí)；課外參考資料的閱讀，擴(kuò)大知識(shí)面；勤于思考，注重培養(yǎng)自學(xué)的能力；重視實(shí)踐技能的提高；利用現(xiàn)代化的教學(xué)資源（如網(wǎng)絡(luò)、課件等）進(jìn)行學(xué)習(xí)…學(xué)習(xí)…第三節(jié)無機(jī)化學(xué)課程的學(xué)習(xí)方法無機(jī)化學(xué)高職高專化學(xué)教材編寫組編（第六版）“十二五”職業(yè)教育國(guó)家規(guī)劃教材修訂版高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材第一章物質(zhì)及其變化“十二五”職業(yè)教育國(guó)家規(guī)劃教材高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材

知識(shí)目標(biāo)1.掌握理想氣體狀態(tài)方程、氣體分壓定律；2.掌握液體的蒸氣壓、液體沸點(diǎn)的含義及應(yīng)用；3.掌握質(zhì)量守恒定律。能力目標(biāo)1.會(huì)利用理想氣體狀態(tài)方程、氣體分壓定律進(jìn)行有關(guān)計(jì)算；2.會(huì)正確書寫熱化學(xué)方程式，明確其含義。

物質(zhì)總是以一定的聚集狀態(tài)存在。常溫、常壓下，通常物質(zhì)有氣態(tài)、液態(tài)和固態(tài)三種存在形式，在一定條件下這三種狀態(tài)可以相互轉(zhuǎn)變。第一節(jié)物質(zhì)的聚集狀態(tài)一、氣體

理想氣體狀態(tài)方程式：

pV=nRTp—?dú)怏w壓力，單位為Pa(帕)；V—?dú)怏w體積，單位為m3(立方米)；n—?dú)怏w物質(zhì)的量，單位為mol(摩)；T—?dú)怏w的熱力學(xué)溫度，單位為K(開)；R—摩爾氣體常數(shù)，又稱氣體常數(shù)。理想氣體：氣體分子本身無體積、分子間無作用力。

壓力不太高、溫度不太低時(shí)的實(shí)際氣體：理想氣體

低溫或高壓時(shí)的實(shí)際氣體：理想氣體1.理想氣體狀態(tài)方程

標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)（T=273.15K，p=101.325kPa）下，測(cè)得1.000mol氣體所占的體積為22.414×10-3m3，則：R=pV/nT=101.325×103Pa×22.414×10-3m3/(1.000mol×273.15K)=8.314Pa·m3/(mol·K)=8.314J/(mol·K)2.氣體分壓定律分壓力(pi)

在混合氣體中，每一種組分氣體總是均勻地充滿整個(gè)容器，對(duì)容器內(nèi)壁產(chǎn)生壓力，并且不受其他組分氣體的影響，如同它單獨(dú)存在于容器中那樣。各組分氣體占有與混合氣體相同體積時(shí)所產(chǎn)生的壓力叫做分壓力(pi)。道爾頓分壓定律：混合氣體的總壓等于各組分氣體的分壓之和。分壓定律氣體分壓定律理想氣體定律適用于氣體混合物，則分壓定律還可以表示為：

pi=p總×（ni/n總）混合氣體中組分氣體的分壓等于總壓乘以組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)。氣體分壓定律混合氣體的總體積等于各組分氣體的分體積之和：V總=VA+VB+VC+…

分體積：組分氣體在保持混合氣體的溫度、壓力下，單獨(dú)存在時(shí)所占有的體積。例在0.0100m3容器中含有2.50×10-3molH2和1.00×10-4molHe，則在35℃時(shí)的總壓為多少？解：

二、液體

液體內(nèi)部分子之間的距離比氣體小得多，分子之間的作用力較強(qiáng)。液體具有流動(dòng)性，有一定的體積而無一定形狀。與氣體相比，液體的可壓縮性小得多。

1.液體的蒸氣壓飽和蒸氣

在恒定溫度下，與液體平衡的蒸氣稱為飽和蒸氣。飽和蒸氣壓

飽和蒸氣的在該溫度下所具有蒸氣壓，簡(jiǎn)稱蒸氣壓。

蒸發(fā)

液體表面某些運(yùn)動(dòng)速度較大的分子所具有的能量足以克服分子間的吸引力而逸出液面，成為氣態(tài)分子，這一過程叫做蒸發(fā)。凝聚氣態(tài)分子撞擊液體表面會(huì)重新返回液體，這個(gè)與液體蒸發(fā)現(xiàn)象相反的過程叫做凝聚。

2.液體的沸點(diǎn)沸點(diǎn)液體的蒸氣壓等于外界壓力時(shí)的溫度即為液體的沸點(diǎn)。正常沸點(diǎn)如果外界壓力為101.325kPa時(shí)的沸點(diǎn)就叫正常沸點(diǎn)。蒸汽壓與溫度的關(guān)系液體的沸點(diǎn)隨外界壓力而變化。若降低液面上的壓力，液體的沸點(diǎn)就會(huì)降低。在海拔高的地方大氣壓力低，水的沸點(diǎn)不到100℃，食品難煮熟。

三、固體

有一定的幾何外形

食鹽、明礬、石英

有固定的熔點(diǎn)

各向異性

晶體的某些性質(zhì)具有方向性，像導(dǎo)性、傳熱性、光學(xué)性質(zhì)、力學(xué)性質(zhì)等，在晶體的不同方向表現(xiàn)出明顯的差別。例如，石墨晶體是層狀結(jié)構(gòu)，在平行各層的方向上其導(dǎo)電、傳熱性好，易滑動(dòng)。又如，云母沿著某一平面的方向很容易裂成薄片。

鉛筆寫字

一、質(zhì)量守恒定律

參與化學(xué)反應(yīng)前各種物質(zhì)的總質(zhì)量等于反應(yīng)后全部生成物的總質(zhì)量，這是化學(xué)反應(yīng)的一個(gè)基本定律—質(zhì)量守恒定律。第二節(jié)熱化學(xué)方程式二、反應(yīng)熱效應(yīng)、焓變

化學(xué)反應(yīng)過程中總是伴有熱量的吸收和放出，熱化學(xué)就是把熱力學(xué)理論與方法應(yīng)用于化學(xué)反應(yīng)中，計(jì)算與研究化學(xué)反應(yīng)的熱量及變化規(guī)律的學(xué)科。化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)產(chǎn)生的原因：

對(duì)于一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，可將反應(yīng)物看成體系的始態(tài)，生成物看成體系的終態(tài)，由于各種物質(zhì)熱力學(xué)能不同，當(dāng)反應(yīng)發(fā)生后，生成物的總熱力學(xué)能與反應(yīng)物的總熱力學(xué)能就不相等，這種熱力學(xué)能變化在反應(yīng)過程中就以熱和功的形式表現(xiàn)出來。

系統(tǒng)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí)，在只做體積功不做非體積功的等溫過程中吸收和放出的熱量。

化學(xué)反應(yīng)通常在恒容或恒壓條件下進(jìn)行，因此化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)分為恒容反應(yīng)熱和恒壓反應(yīng)熱。

在等溫條件下，若系統(tǒng)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)是恒容且不做非體積功的過程，則該過程中與環(huán)境之間交換的熱就是恒容反應(yīng)熱。以符號(hào)“QV”來表示。恒容反應(yīng)熱

說明恒容過程中系統(tǒng)的熱量變化全部用來改變系統(tǒng)的熱力學(xué)內(nèi)能。恒壓反應(yīng)熱

在等溫條件下，若系統(tǒng)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)是恒壓且只做體積功不做非體積功的過程，則該過程中與環(huán)境之間交換的熱就是恒壓反應(yīng)熱，其量符號(hào)為“Qp”由熱力學(xué)第一定律得：

U=Qp

p

V

Qp

=U+p

V=

U+(p2V2

p1V1)=(U2+p2V2)

(U1+p1V1)定義H=U+pV

Qp=H2

H1

=

H

三、熱化學(xué)方程式熱化學(xué)方程式

表示化學(xué)反應(yīng)及其熱效應(yīng)的化學(xué)方程式稱為熱化學(xué)方程式。書寫熱化學(xué)方程式，需注意以下幾點(diǎn)：需注明反應(yīng)的溫度和壓力條件，如果反應(yīng)是在298K下進(jìn)行的，習(xí)慣上也可不予注明。反應(yīng)的焓變(ΔH)值與反應(yīng)式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)有關(guān)。(3)需在反應(yīng)式中注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)。常用“s”表示固態(tài)，“l(fā)”表示液態(tài)，“g”表示氣態(tài)。(4)逆反應(yīng)的熱效應(yīng)與正反應(yīng)的熱效應(yīng)數(shù)值相同而符號(hào)相反。無機(jī)化學(xué)高職高?；瘜W(xué)教材編寫組編（第六版）“十二五”職業(yè)教育國(guó)家規(guī)劃教材修訂版高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡“十二五”職業(yè)教育國(guó)家規(guī)劃教材高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材知識(shí)目標(biāo)1．理解化學(xué)反應(yīng)速率的概念、表示方法和反應(yīng)速率方程；2．掌握濃度（或分壓）、溫度、催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響；3．掌握化學(xué)平衡的特征，標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的含義及平衡移動(dòng)的原理；4．掌握化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算；5．了解化學(xué)平衡移動(dòng)原理在化工生產(chǎn)中的應(yīng)用。能力目標(biāo)1．會(huì)利用反應(yīng)速率的影響因素，判斷化學(xué)反應(yīng)速率的快慢；2．會(huì)書寫標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的表達(dá)式及進(jìn)行有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算；3．能運(yùn)用平衡移動(dòng)的原理說明濃度、壓力、溫度對(duì)化學(xué)平知識(shí)目標(biāo)1．理解化學(xué)反應(yīng)速率的概念、表示方法和反應(yīng)速率方程；2．掌握濃度（或分壓）、溫度、催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響；3．掌握化學(xué)平衡的特征，標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的含義及平衡移動(dòng)原理；4．掌握化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算；5．了解化學(xué)平衡移動(dòng)原理在化工生產(chǎn)中的應(yīng)用。能力目標(biāo)1．會(huì)利用反應(yīng)速率的影響因素，判斷化學(xué)反應(yīng)速率的快慢；2．會(huì)書寫標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的表達(dá)式及進(jìn)行有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算；3．能運(yùn)用平衡移動(dòng)的原理說明濃度、壓力、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響。

各種化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的快慢程度往往不相同。例如，酸堿中和反應(yīng)、溶液中的某些離子反應(yīng)瞬間即可完成。反應(yīng)釜中乙烯的聚合過程則需幾小時(shí)或幾天。煤的形成更是一個(gè)緩慢的過程。第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)速率

反應(yīng)速率常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。

濃度常用mol.L-1，時(shí)間常用s，min，h。絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)在反應(yīng)進(jìn)行中速率是不斷變化的，因此在描述化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)可選用平均速率或瞬時(shí)速率。反應(yīng)：

aA+bBcC+dD

平均速率可表示為：

1.平均速率例如：反應(yīng)2N2O5=4NO2+O2

在一定時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物及產(chǎn)物濃度的變化實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下（300℃

）前100s內(nèi)反應(yīng)的平均速率為：

只是0~100s內(nèi)N2O5的分解反應(yīng)的平均速率。每個(gè)時(shí)間間隔速率都不一樣，而且在每個(gè)時(shí)間間隔里，任何時(shí)間內(nèi)的速率都是不一樣的。

例：

在一定溫度和體積下由N2和H2合成NH3：

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)

起始濃度／(mol／L)1.0 3.0 02s末濃度／(mol／L)0.8 2.4 0.4計(jì)算反應(yīng)開始后2s內(nèi)的平均速率。解：分別以N2、H2和NH3的濃度變化來表示反應(yīng)速率：=0.1mol／(L·s)=0.3mol／(L·s)=0.2mol／(L·s)

從上例可以看出，當(dāng)以不同物質(zhì)的濃度變化來表示反應(yīng)速率時(shí)，同一反應(yīng)的速率數(shù)值可能不同，但它們之間的比值恰好等于反應(yīng)方程式中各物質(zhì)化學(xué)式前面的計(jì)量數(shù)比，即

(N2)∶(H2)∶(NH3)=1∶3∶2

因此，在表示某一反應(yīng)速率時(shí)應(yīng)標(biāo)明是哪種物質(zhì)的濃度變化，雖然數(shù)值可能不同，但是意義都一樣。

化學(xué)反應(yīng)中，由于各物質(zhì)的濃度隨時(shí)間而改變，因此在某一時(shí)間間隔內(nèi)的化學(xué)反應(yīng)速率也隨時(shí)間不斷變化，所以不同的時(shí)間間隔內(nèi)的平均速率是不同的，要真實(shí)地反映出這種不同必須采用瞬時(shí)速率。

2.瞬時(shí)速率

瞬時(shí)速率只能用作圖的方法得到。

瞬時(shí)速率是指某一反應(yīng)在某一時(shí)刻的真實(shí)速率。一、濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響

化學(xué)反應(yīng)速率的大小首先決定于反應(yīng)物的本性。此外，還受濃度、溫度、催化劑等外界條件的影響。

一步就能完成的反應(yīng)稱為基元反應(yīng)。。例如：

2NO2(g)2NO(g)+O2(g)第二節(jié)影響反應(yīng)速率的因素

兩步或兩步以上才能完成的反應(yīng)稱為非基元反應(yīng)。例如：

H2(g)+I2(g)2HI(g)實(shí)際上是分兩步進(jìn)行的：第一步I2(g)2I(g)

第二步H2(g)+2I(g)2HI(g)每一步均為基元反應(yīng)，總反應(yīng)為兩步反應(yīng)的和。2、經(jīng)驗(yàn)速率方程——質(zhì)量作用定律

在一定溫度下，基元反應(yīng)的速率與各反應(yīng)物的濃度（以反應(yīng)方程式中的計(jì)量系數(shù)為指數(shù)）的乘積成正比。基元反應(yīng)：mA+nB=xG

=k﹒(cA)m·(cB)n

注：速率方程中反應(yīng)物的濃度只涉及氣體或溶液的濃度。反應(yīng)級(jí)數(shù)：反應(yīng)級(jí)數(shù)的意義：

①表示了反應(yīng)速率與物質(zhì)的量濃度的關(guān)系；

②零級(jí)反應(yīng)表示了反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度無關(guān)。基元反應(yīng)mA+nB=xG

=k﹒(cA)m·(cB)n

m+n

表示該反應(yīng)級(jí)數(shù)。對(duì)于物質(zhì)A是m級(jí)反應(yīng)，對(duì)物質(zhì)B是n級(jí)反應(yīng)速率常數(shù)：①可理解為當(dāng)反應(yīng)物濃度都為單位濃度時(shí)的反應(yīng)速率；②k由化學(xué)反應(yīng)本身決定，是化學(xué)反應(yīng)在一定溫度時(shí)的特征常數(shù)；③相同條件下，k值越大，反應(yīng)速率越快；④k的數(shù)值與反應(yīng)物的濃度無關(guān)。受溫度、催化劑影響。

應(yīng)用速率方程時(shí)，必須注意：

①速率方程只適用于基元反應(yīng)。對(duì)于非基元反應(yīng)，反應(yīng)物濃度的指數(shù)必須由實(shí)驗(yàn)測(cè)出，它往往與反應(yīng)式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)不一致。式中，α，β分別為對(duì)反應(yīng)物A及B的反應(yīng)級(jí)數(shù)，α+β＝n為反應(yīng)的總級(jí)數(shù)。

②反應(yīng)中出現(xiàn)反應(yīng)物的濃度幾乎不變的物質(zhì)（如純固態(tài)、純液態(tài)物質(zhì)，其濃度可視為常數(shù)；稀水溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，由于反應(yīng)過程中水的濃度變化不大，亦可視為常數(shù)）時(shí)，速率方程表達(dá)式中不必列入該物質(zhì)的濃度。如：

C(s)+O2(g)CO2(g)

其速率方程式為：二、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響

溫度升高會(huì)加速反應(yīng)的進(jìn)行；溫度降低又會(huì)減慢反應(yīng)的進(jìn)行。

范特荷甫(J.H.Van'tHoff)研究了各種反應(yīng)的反應(yīng)速率與溫度的關(guān)系，提出了一個(gè)近似的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律：一般化學(xué)反應(yīng)，在一定的溫度范圍內(nèi)，溫度每升高10℃，反應(yīng)速率增加到原來的2～4倍。三、催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響催化作用的特征1.催化劑只能改變反應(yīng)速率,不能改變反應(yīng)方向。2.催化劑只能縮短可逆反應(yīng)達(dá)到平衡的時(shí)間,不能改變平衡狀態(tài)。四、影響反應(yīng)速率的其他因素接觸面大小、擴(kuò)散速率和接觸機(jī)會(huì)等在化工生產(chǎn)中，常將大塊固體破碎成小塊或磨成粉末，以增大接觸面積；對(duì)于氣液反應(yīng)，將液態(tài)物質(zhì)采用噴淋的方式來擴(kuò)大與氣態(tài)物質(zhì)的接觸面；還可對(duì)反應(yīng)物進(jìn)行攪拌、震蕩、鼓風(fēng)等方式以強(qiáng)化擴(kuò)散作用。讓生成物及時(shí)離開反應(yīng)體系，使反應(yīng)物能充分接觸。另外，超聲波、紫外光、激光和高能射線等也會(huì)對(duì)某些反應(yīng)的速率產(chǎn)生較大的影響。

一、可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡

在一定條件下既可以從左向右進(jìn)行，也可以從右向左進(jìn)行的反應(yīng)，稱為可逆反應(yīng)。例如：

2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)

通常把從左向右進(jìn)行的反應(yīng)稱為正反應(yīng)，從右向左進(jìn)行的反應(yīng)稱為逆反應(yīng)。第三節(jié)化學(xué)平衡化學(xué)平衡

對(duì)于可逆反應(yīng)：

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)

可用下圖表示系統(tǒng)所達(dá)到的平衡狀態(tài)。

化學(xué)平衡為時(shí)系統(tǒng)所處狀態(tài)。

化學(xué)平衡特征：平衡時(shí)，≠0；平衡時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度(平衡濃度)不隨時(shí)間而改變；化學(xué)平衡是動(dòng)態(tài)平衡。二、實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)

對(duì)于可逆反應(yīng)：

aA+bBdD+eE

在實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)用各生成物平衡濃度（或平衡分壓）冪的乘積與各反應(yīng)物平衡濃度（或平衡分壓）冪的乘積之比表示，即：Kc稱為濃度平衡常數(shù)。Kp稱為壓力平衡常數(shù)，其中分壓以Pa(或kPa)為單位。

實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)有單位，其單位取決于生成物與反應(yīng)物的化學(xué)計(jì)量數(shù)之差。即：

Δn=(d+e)-(a+b)Kc與Kp之間的關(guān)系：

Kp=Kc(RT)Δn

三、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)（熱力學(xué)平衡常數(shù)）

對(duì)溶液反應(yīng)aA（aq)+Bb（aq)dD（aq)+eE（aq)

cθ=1mol·l-1標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)也稱熱力學(xué)平衡常數(shù)，以Kθ表示。其表達(dá)方式與實(shí)各物質(zhì)的濃度要用相對(duì)濃度（c/cθ）來表示，各物質(zhì)的分壓要用相對(duì)分壓（p/pθ）來表示，其中cθ＝1.0mol/L，pθ＝100kPa。對(duì)氣相反應(yīng)aA（g)+Bb（g)dD（g)+eE（g)Pθ=100Kpa書寫和應(yīng)用標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的幾點(diǎn)說明:（2）同一反應(yīng)式,如果書寫形式不同,則平衡常數(shù)的表達(dá)式不相同。2NO2(g)N2O4(g)NO2(g)N2O4(g)（1）定義出發(fā)表示，氣體以相對(duì)平衡分壓表示,溶液以相對(duì)平衡濃度表示。

注：p′表示相對(duì)分壓，c′表示相對(duì)濃度。（3）反應(yīng)中的純固(液)體不寫入平衡常數(shù)的表達(dá)式中。

CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)

（4）在水溶液中的反應(yīng),水的濃度不寫入平衡常數(shù)的表達(dá)式中。Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+但在非水溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，水的濃度則需表示在平衡常數(shù)表達(dá)式中。CH3COOH+C2H5OHCH3COOC2H5+H2O（5）總反應(yīng)的平衡常數(shù)等于分步反應(yīng)的平衡常數(shù)之積(即如果反應(yīng)式相加減,則平衡常數(shù)相乘除)。（屬于多重平衡，后續(xù)講）（6）溫度改變，平衡常數(shù)改變。3．平衡常數(shù)的意義（1）平衡常數(shù)是可逆反應(yīng)的特征常數(shù)。對(duì)同類反應(yīng)來說，Kθ

越大，反應(yīng)進(jìn)行得越完全。

（2）由平衡常數(shù)可以判斷反應(yīng)是否處于平衡態(tài)和處于非平衡態(tài)時(shí)反應(yīng)進(jìn)行的方向。某一化學(xué)反應(yīng)：mA(g)+nB(g)xG(g)+yD(g)

(pG/p

)x

·(pD/p

)y

Q

=(pA/p

)m

·(pB/p

)nQ稱為反應(yīng)商

pA、pB、pG、pD為任意狀態(tài)（非平衡狀態(tài)）時(shí)的分壓?！緫?yīng)用】由Q與Kθ的相對(duì)大小來判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向。

Q<K

時(shí)，反應(yīng)正向進(jìn)行

Q>K

時(shí)，反應(yīng)逆向進(jìn)行

Q=K

時(shí)，反應(yīng)達(dá)到平衡例：目前我國(guó)的合成氨工業(yè)多采用中溫（500℃）及中壓（2.03×104kPa）下操作。已知此條件下反應(yīng)N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）的KΘ=1.57×10-5。若反應(yīng)進(jìn)行至某一階段時(shí)取樣分析，得到數(shù)據(jù)：11.6%NH3，22.1%N2，66.3%H2(體積分?jǐn)?shù))。試判斷此時(shí)合成氨反應(yīng)是否已完成（即是否達(dá)到平衡狀態(tài)）。解：要預(yù)測(cè)反應(yīng)方向，需將反應(yīng)商Q與KΘ進(jìn)行比較。根據(jù)題意由分壓定律可以求出該狀態(tài)下系統(tǒng)各組分的分壓，即由

pi=p總×p總=2.03×104kPa得到:p(NH3)=2.03×104kPa×11.6%=2.35×103kPap(N2)=2.03×104kPa×22.1%=4.49×103kPap(H2)=2.03×104kPa×66.3%=1.35×104kPaQ＜KΘ

說明系統(tǒng)尚未達(dá)到平衡狀態(tài)，反應(yīng)還需進(jìn)行一段時(shí)間才能完成。4．多重平衡的平衡常數(shù)多重平衡:

通常遇到的化學(xué)平衡系統(tǒng)中，往往同時(shí)存在多個(gè)化學(xué)平衡，并且相互聯(lián)系，一種物質(zhì)同時(shí)參與幾種平衡。在同一系統(tǒng)中，一種物質(zhì)的濃度（或分壓）只有一個(gè)，應(yīng)同時(shí)滿足各個(gè)平衡式。多重平衡的規(guī)則：

在相同條件下，如有兩個(gè)反應(yīng)方程式相加（或相減）得到第三個(gè)反應(yīng)方程式，則第三個(gè)反應(yīng)方程式的平衡常數(shù)為前兩個(gè)反應(yīng)方程式平衡常數(shù)之積（或商）。例已知下列反應(yīng)在1123K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)(1)C(石墨)+CO2(g)2CO(g)；K

1=1.3

1014(2)CO(g)+Cl2(g)COCl2(g)；K

2=6.0

10

3計(jì)算反應(yīng)：(3)2COCl2(g)C(石墨)+CO2(g)+2Cl2(g)在1123K時(shí)的K

值。

解：

2

CO(g)+Cl2(g)

COCl2(g)+）C(石墨)+CO2(g)

2CO(g)

(4)C(石墨)+CO2(g)+2Cl2(g)

2COCl2(g)由（2）式乘2再加（1）式得（4）式，根據(jù)多重平衡規(guī)則：K

4=(K

2)2

K

1而(3)式是(4)式的逆反應(yīng)，則：

K

3

=1/K

4=1/[(K

2)2

K

1]=1/[(6.0

10

3)2

1.3

1014]=2.1

10

10四、平衡常數(shù)與平衡轉(zhuǎn)化率平衡轉(zhuǎn)化率α（簡(jiǎn)稱轉(zhuǎn)化率）來表示可逆反應(yīng)進(jìn)行的程度。它是指反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物的百分率：某反應(yīng)物已轉(zhuǎn)化的量

α=×100%

某反應(yīng)物的總量若反應(yīng)前后體積不變，反應(yīng)物的量可用濃度來表示：某反應(yīng)物的起始濃度－某反應(yīng)物的平衡濃度α=×100%

某反應(yīng)物的起始濃度平衡常數(shù)和轉(zhuǎn)化率的異同點(diǎn):相同點(diǎn):

都能表示反應(yīng)進(jìn)行的程度.不同點(diǎn):平衡常數(shù)Kθ與系統(tǒng)的起始狀態(tài)無關(guān)，只與溫度有關(guān)；轉(zhuǎn)化率α除與溫度有關(guān)外，還與反應(yīng)物的起始狀態(tài)有關(guān)，并必須指明是哪種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率，反應(yīng)物不同，轉(zhuǎn)化率的數(shù)值往往不同。例：在298K時(shí)，AgNO3和Fe(NO3)2溶液發(fā)生如下反應(yīng)：

Fe2++Ag+?Fe3++Ag反應(yīng)開始時(shí)，F(xiàn)e2+和Ag+離子濃度各為0.100mol·L-1，達(dá)到平衡時(shí)Fe2+的轉(zhuǎn)化率為19.4%。求：（1）平衡時(shí)Fe2+，Ag+和Fe3+各離子的濃度；（2）298K時(shí)的平衡常數(shù)。解：（1）Fe2++Ag+?Fe3++Ag起始濃度c

0/（mol?L-1）

0.1000.1000變化濃度c變/（mol?L-1

）

-0.1×19.4%-0.1×19.4%0.1×19.4%

=-0.0194=-0.0194=0.0194平衡濃度c/mol?L-1

0.1-0.100×19.4%0.1-0.1×19.4%0.0194=0.0806=0.0806平衡時(shí)：c(Fe2+)=c(Ag+)=0.0806mol?L-1

c(Fe3+)=0.0194mol?L-1

(2)

平衡移動(dòng)：從舊的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)樾碌钠胶鉅顟B(tài)的過程，稱為平衡移動(dòng)。第四節(jié)化學(xué)平衡的移動(dòng)

一、濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響

對(duì)于化學(xué)反應(yīng)aA+bBdD+eE增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度時(shí)，

Q減小，平衡正向移動(dòng)；

減小反應(yīng)物濃度或增大生成物濃度時(shí)，

Q增大，平衡逆向移動(dòng)。例：在前例的平衡體系中，維持溫度不變，如再加入一定量的Fe2+，使增加的Fe2+為0.100mol·L-1，求：（1）平衡將向什么方向移動(dòng)？（2）再次達(dá)到平衡時(shí)，F(xiàn)e2+，Ag+和Fe3+各離子的濃度；（3）Ag+的總轉(zhuǎn)化率。解:（1）欲知平衡向什么方向移動(dòng)，需將Q與KΘ進(jìn)行比較。因溫度不變，KΘ與例2-2相同，為2.99。剛加入Fe2+時(shí)，溶液中各種離子的瞬時(shí)濃度為:c(Fe2+)=0.181mol·L-1c(Fe3+)=0.0194mol·L-1c(Ag+)=0.0806mol·L-1

由于Q＜KΘ，所以平衡向右移動(dòng)。(2)Fe2++Ag+?Fe3++Ag起始濃度c

0/（mol·L-1

）0.1810.08060.0194平衡濃度c/（mol·L-1）0.181-x0.0806-x0.0194+x

x=0.0139mol·L-1則c(Fe2+)=(0.181-0.0139)mol·L-1=0.167mol·L-1c(Ag+)=(0.0806-0.0139)mol·L-1=0.0667mol·L-1c(Fe3+)=(0.0194+0.0139)mol·L-1=0.0333mol·L-1（3）加入Fe2+后，Ag+的轉(zhuǎn)化率由19.4%提高到33.3%。啟示:

在化工生產(chǎn)中，為了充分利用某一反應(yīng)物，常讓價(jià)格相對(duì)較低的另一反應(yīng)物過量，以提高前者的轉(zhuǎn)化率；還可以通過從平衡系統(tǒng)中不斷移出生成物，使平衡向右移動(dòng)，提高轉(zhuǎn)化率。例如煅燒石灰石制造生石灰的反應(yīng)：

CaCO3（s）?CaO（s）+CO2（g）CO2不斷從窯爐中排出，提高了CaCO3的轉(zhuǎn)化率，使CaCO3完全分解。二、壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響①壓力變化只對(duì)那些反應(yīng)前后氣體分子數(shù)有變化的反應(yīng)平衡系統(tǒng)有影響；②在恒溫下，增大壓力，平衡向氣體分子總數(shù)減少的方向移動(dòng)；減小壓力，平衡向氣體分子總數(shù)增加的方向移動(dòng)。

在恒溫條件下，在平衡系統(tǒng)中加入不參與反應(yīng)的其它氣態(tài)物質(zhì)（如稀有氣體），則：①若總體積不變，則系統(tǒng)的總壓增加，無論△v＞0，△v＜0或△v=0，平衡都不移動(dòng)。這是因?yàn)槠胶庀到y(tǒng)的總壓雖然增加，但各物質(zhì)的分壓并無改變，Q和KΘ仍相等，平衡狀態(tài)不變。②若總壓維持不變，則總體積增大（相當(dāng)于系統(tǒng)原來的壓力減小），此時(shí)若△v≠0，Q≠KΘ，平衡將移動(dòng)。平衡移動(dòng)情況與前述壓力減小引起的平衡變化一樣。小貼士：例：1000℃，總壓力為3000kPa下，反應(yīng)CO2（g）+C（s）?2CO(g)達(dá)到平衡時(shí)，CO2的摩爾分?jǐn)?shù)為0.17。當(dāng)總壓減至2000kPa時(shí)，問CO2的摩爾分?jǐn)?shù)為多少？由此得出什么結(jié)論？解：設(shè)達(dá)到新的平衡時(shí)，CO2的摩爾分?jǐn)?shù)為x，CO的摩爾分?jǐn)?shù)為1–x，則

p(CO2)=p總·x(CO2)=2000xkPap(CO)=p總·x(CO)=2000(1-x)kPa將以上各值代入平衡常數(shù)表達(dá)式：若已知KΘ，即可求得x。因系統(tǒng)溫度不變，降低壓力時(shí)KΘ值不變，故KΘ可由原來的平衡系統(tǒng)求得。原來平衡系統(tǒng)中：

p(CO)=3000(1-0.17)=2490kPap(CO2)=3000×0.17=510kPa將KΘ值代入上式：

x=0.126≈0.13

總壓降低，CO2的摩爾分?jǐn)?shù)減少了，說明反應(yīng)向右移動(dòng)。此例又一次證實(shí)當(dāng)氣體總壓降低時(shí)，平衡將向氣體分子數(shù)增多的方向移動(dòng)。

三、溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響對(duì)于吸熱反應(yīng):

當(dāng) T2>T1

即升溫

時(shí)，平衡右移（吸熱方向）

T2<T1

即降溫

時(shí)，平衡左移（放熱方向）對(duì)于放熱反應(yīng):

當(dāng)T2>T1

即升溫

時(shí)，平衡左移（吸熱方向）

T2<T1

降溫

時(shí)時(shí)，平衡右移（放熱方向）

溫度的變化，將使K

改變，從而影響平衡。四、催化劑與化學(xué)平衡

催化劑不會(huì)使平衡發(fā)生移動(dòng)，但使用催化劑能降低反應(yīng)的活化能，加快反應(yīng)速率，縮短達(dá)到平衡的時(shí)間。由于平衡常數(shù)并不改變，因此使用催化劑并不能提高轉(zhuǎn)化率。五、平衡移動(dòng)原理——呂·查德里原理

如果改變平衡系統(tǒng)中某個(gè)條件（如濃度、溫度、壓力），平衡總是向著減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。

反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的綜合應(yīng)用（1）使一種價(jià)廉易得的反應(yīng)物過量，以提高另一種原料的轉(zhuǎn)化率。例如，在SO2氧化生成SO3的反應(yīng)中，讓氧氣過量，使SO2充分轉(zhuǎn)化。(2)升高溫度能增大反應(yīng)速率，對(duì)于吸熱反應(yīng)，還能增加轉(zhuǎn)化率。(3)對(duì)于氣體反應(yīng)，增加壓力會(huì)使反應(yīng)速率加快，對(duì)分子數(shù)減少的反應(yīng)還能提高轉(zhuǎn)化率。（4）選用催化劑時(shí)，須考慮催化劑的催化性、活化溫度、價(jià)格等，對(duì)容易中毒的催化劑需注意原料的純化。小貼士：2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g）

放熱的可逆反應(yīng)，而且反應(yīng)后氣體分子總數(shù)減少.一般采取以下措施提高SO2轉(zhuǎn)化率：（1）加大反應(yīng)物中O2的配比。SO2的價(jià)格較貴，故以O(shè)2（來自空氣）適當(dāng)過量來提高的SO2轉(zhuǎn)化率.（2）控制適當(dāng)?shù)臏囟?。溫度升高，?huì)使SO2轉(zhuǎn)化率下降。但是溫度偏低，又會(huì)使反應(yīng)速率顯著減慢。生產(chǎn)上采用多段催化氧化過程，在每一段都采取熱交換措施，使反應(yīng)始終控制在420~450℃下進(jìn)行。既保證較高的轉(zhuǎn)化率，而且也能充分利用熱量。（3）壓力的選擇。對(duì)于壓力，似乎越大越好。但在常壓下的SO2轉(zhuǎn)化率已很高，無須加壓。實(shí)際生產(chǎn)正是如此，即在常壓下操作。無機(jī)化學(xué)高職高?；瘜W(xué)教材編寫組編（第六版）“十二五”職業(yè)教育國(guó)家規(guī)劃教材修訂版高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材第三章電解質(zhì)溶液和離子平衡“十二五”職業(yè)教育國(guó)家規(guī)劃教材高等職業(yè)教育新形態(tài)一體化教材知識(shí)目標(biāo)1.理解強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念；2.掌握水的解離平衡及溶液pH的計(jì)算；3.掌握一元弱酸、弱堿解離平衡及有關(guān)計(jì)算，了解多元弱酸的解離平衡；4.掌握同離子效應(yīng)的概念和緩沖溶液的組成、緩沖作用原理及有關(guān)計(jì)算；5.掌握鹽類的水解及有關(guān)計(jì)算；6.理解沉淀—溶解平衡的特點(diǎn)，掌握溶度積規(guī)則及有關(guān)計(jì)算；7.理解沉淀生成、分步沉淀和沉淀的溶解原理。能力目標(biāo)1.會(huì)表示溶液的酸堿性；2.會(huì)計(jì)算一元弱酸、弱堿、緩沖溶液及某些鹽溶液的pH；3.會(huì)進(jìn)行溶度積和溶解度之間的換算；4.能運(yùn)用溶度積規(guī)則判斷沉淀的生成或溶解。

一、電解質(zhì)的分類

電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铩?/p>

強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能夠全部解離成離子，導(dǎo)電能力強(qiáng)的電解質(zhì)；弱電解質(zhì)：在水溶液中只一部分解離，導(dǎo)電能力弱的電解質(zhì)。

不要把物質(zhì)的溶解度大小與電解質(zhì)強(qiáng)弱相混淆

第一節(jié)電解質(zhì)溶液二、強(qiáng)電解質(zhì)溶液強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中，理論上應(yīng)是100%解離成離子，但對(duì)其溶液導(dǎo)電性的測(cè)定結(jié)果表明，它們的解離度都小于100%。這種由實(shí)驗(yàn)測(cè)得的離解度稱為表觀解離度。

強(qiáng)電解質(zhì)溶液離子互吸理論：強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中是完全電離的，但由于離子都是帶電荷的粒子，帶有電荷的正、負(fù)離子之間存在著強(qiáng)烈的靜電作用，正離子周圍負(fù)離子要多一點(diǎn)，而在負(fù)離子周圍正離子要多一些。離子互吸理論把離子周圍存在的帶異電荷的離子的群體稱為“離子氛”，“離子氛”的形成表示離子間存在相互的牽制作用，使得離子不能完全自由運(yùn)動(dòng)。這樣，有溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)所測(cè)得的強(qiáng)電解質(zhì)的解離度一般就要小于100%。

強(qiáng)電解質(zhì)溶液中能有效地自由運(yùn)動(dòng)的離子的濃度稱為離子的有效濃度，也稱活度，通常以符號(hào)α表示，它與電解質(zhì)溶液的真實(shí)濃度（c）之間有如下關(guān)系式：a=fc

式中，f為活度系數(shù)。一般情況下，a＜c，故f常常小于1。顯然，溶液中離子濃度越大，離子間相互牽制程度越大，f越小,反之，相互牽制作用越小，f值就越接近于1。因此，活度系數(shù)表示了溶液中離子間相互牽制作用的大小。

嚴(yán)格來說，電解質(zhì)溶液中的有關(guān)計(jì)算都應(yīng)該用活度。但對(duì)于稀溶液，特別是弱電解質(zhì)的稀溶液和難溶電解質(zhì)溶液來說，由于溶液中離子濃度很小，離子間相互牽制作用也很小，活度系數(shù)接近于1，因此，可以直接用濃度代替活度進(jìn)行計(jì)算，而不會(huì)引起很大的誤差。三、弱電解質(zhì)溶液弱電解質(zhì)在水溶液中既有分子存在、又有離子存在，其導(dǎo)電性與溶液濃度和溫度有關(guān)，以物質(zhì)的溶解度無關(guān)。

一、水的解離平衡及其離子積

水是一種極弱的電解質(zhì)(有微弱的導(dǎo)電性)，絕大部分以水分子形式存在，僅能解離出極少量的氫離子和氫氧根離子。在一定溫度下,水的解離達(dá)到平衡時(shí)，水中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的乘積為一個(gè)常數(shù),叫做水的離子積。第二節(jié)水的解離和溶液的pH作為溶劑的純水，=其分子與分子之間也有質(zhì)子的傳遞也稱為水的離子積常數(shù)。在室溫（22～25℃）時(shí)純水中的c（H+）=c（OH-）=1.0×10-7mol.L-1=1.0×10-14H2O

H++OH-反應(yīng)平衡時(shí)的平衡常數(shù)以表示：水的離子積不僅適用于純水，對(duì)于電解質(zhì)的稀溶液同樣適用。

酸性溶液中：c(H+)＞c(ＯH－)

中性溶液中：c(H+)=c(ＯH－)

堿性溶液中：c(H+)＜c(ＯH－)溶液的酸堿性與pH關(guān)系:

pH=-lgc′(H+)pOH=-lgc′(OH-)二、溶液的酸堿性和pH

則，酸性溶液

pH<7

中性溶液

pH=7

堿性溶液

pH=7

可見,pH越小,溶液的酸性越強(qiáng);反之,pH越大,溶液的堿性越強(qiáng)。

在常溫下，水溶液中有：

c′(H+)c′(OH－)=1.0×10-14則有，即三、酸堿指示劑

酸堿指示劑多是一些有機(jī)染料，它們屬于有機(jī)弱酸或弱堿。隨著溶液pH改變，本身的結(jié)構(gòu)發(fā)生變化而引起顏色改變。每一種指示劑都有一定的變色范圍。一、一元弱酸、弱堿的解離平衡

1.解離常數(shù)

弱酸、弱堿在溶液中部分解離，在已解離的離子和未解離的分子之間存在著解離平衡。第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡2.解離度

×100%

和K都能反映弱酸弱堿解離能力的大小。K是化學(xué)平衡常數(shù)的一種形式，解離度是轉(zhuǎn)化率的一種表示形式，不僅與溫度有關(guān)，還與溶液的濃度有關(guān)。因此，在用電解度表示弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱時(shí)，必須指出弱酸或弱堿的濃度。θθ對(duì)一元弱酸標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)：起始濃度c00轉(zhuǎn)化濃度xxx平衡濃度c-xxx

χ2+Ka

χ-Kac

=0當(dāng)電解質(zhì)很弱時(shí)，近似計(jì)算：稀釋定律可見當(dāng)濃度越稀時(shí)，解離度就越大。3.一元弱酸、弱堿溶液中離子濃度及pH計(jì)算二、多元弱酸的解離平衡

多元弱酸在水中的解離是分步進(jìn)行的。若對(duì)多元弱酸或弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱進(jìn)行比較時(shí)，只需比較它們的第一級(jí)解離常數(shù)即可，與一元弱酸或弱堿相似。

一、同離子效應(yīng)

在弱電解質(zhì)的溶液中，加入含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)離解度降低的現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。例如在HAc溶液中加入強(qiáng)酸或NaAc，溶液中H+或Ac-離子濃度大大增加，使下列平衡

HAc+H2OH++Ac-向左移動(dòng)，反應(yīng)逆向進(jìn)行，從而降低了HAc電離度。第四節(jié)同離子效應(yīng)和緩沖溶液例:向0.10mol.L-1HAc溶液中加入固體NaAc，使其濃度為0.10mol.L-1，求此混合溶液中H+

濃度和HAc的解離度及溶液pH。已知：

(HAc)=1.8×10-5。解：加入NaAc后：HAcH++Ac-起始濃度／(mol.L-1)0.10

00.10平衡濃度／(mol.L-1)0.10-x≈0.10

x0.10+x≈0.10

解得，c(H+)/mol.L-1=x=1.8×10-5，pH=4.74

解離度為0.018%二、緩沖溶液

1.緩沖溶液及緩沖作用的原理

保持pH相對(duì)穩(wěn)定的溶液稱為緩沖溶液，緩沖溶液同時(shí)具有抵抗外來少量酸或堿的作用維持pH相對(duì)穩(wěn)定稱為緩沖作用。緩沖作用原理

以HAc-NaAc緩沖溶液為例：HAcH++Ac

-NaAc

當(dāng)加入少量強(qiáng)酸時(shí)，H+濃度增加，平衡向左移動(dòng)，Ac

-濃度略有減少，HAc濃度略有增加，H+濃度基本未變，即溶液pH值基本保持不變。

→Na++Ac-

當(dāng)加入少量堿時(shí)，OH-濃度增加，H+濃度略有減少，平衡向右移動(dòng)，繼續(xù)解離出的H+仍與OH-結(jié)合，使溶液中H+濃度幾乎未變，pH基本保持不變。2.緩沖溶液pH的計(jì)算

鹽的離子與溶液中水電離出來的H+和OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)為鹽的水解。他是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。即

鹽+H2O酸+堿第五節(jié)鹽類的水解

1.弱酸強(qiáng)堿鹽的水解以NaAc為例。NaAc在水溶液中的水解過程可表示為：NaAcNa++Ac- +H2OOH-+H+

HAcc(H+)＜c(OH-)，即pH＞7，溶液呈堿性。一、鹽的水解、水解常數(shù)和水解度NaAc的水解離子方程式為：Ac-+H2OHAc+OH-

稱水解常數(shù)。

越小，即組成鹽的酸越弱，越大，鹽的水解程度越大。其水解的平衡常數(shù)表達(dá)式為鹽的水解程度的大小還可以用水解度h來表示。仍以NaAc為例討論其濃度與水解常數(shù)、水解度之間的關(guān)系。Ac-+H2OHAc+OH-起始濃度／(mol／L)c00平衡濃度／(mol／L)c(1-h)chch近似計(jì)算得：起始濃度／(mol／L)0.100平衡濃度／(mol／L)0.1-xxxc(OH-)=7.5×10-6mol／LpH=14-pOH=14+lg(7.5×10-6)=8.88Ac-+H2OHAC+OH-例計(jì)算0.1mol／LNaAC溶液的pH及水解度。解:2．強(qiáng)酸弱堿鹽的水解以NH4Cl為例。NH4Cl在水溶液中的水解過程可表示為：

NH4ClNH4++Cl- +H2OOH-+H+ NH3·H2Oc(H+)＞c(OH-)，即pH＜7，溶液呈酸性。

NH4Cl的水解離子方程式為：

NH4++H2ONH3·H2O+H+組成鹽的堿越弱(即減小)，越大，鹽的水解程度越大。例

計(jì)算0.1mol／LNH4Cl溶液的pH及水解度。解

NH4++H2ONH3·H2O+H+

起始濃度／(mol／L)0.100平衡濃度／(mol／L) 0.1-xxxc(H+)=7.5×10-6mol／L3．弱酸弱堿鹽的水解

以NH4Ac為例。NH4Ac在水溶液中的水解過程如下：

NH4AcNH4++Ac- ++H2OOH-+H+ NH3·H2OHAc

由于H+和OH-濃度都減小，水的電離平衡強(qiáng)烈向右移動(dòng)，水解程度較大。但由于NH4Ac水解后生成的NH3·H2O和HAc的電離常數(shù)幾乎相等，說明溶液中的c(H+)和c(OH-)幾乎相等，則溶液呈中性。

NH4Ac的水解離子方程式為：

NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAc

由此可見，弱酸弱堿鹽的水解實(shí)質(zhì)上是鹽組分的陽(yáng)離子和陰離子同時(shí)發(fā)生水解，水溶液的酸堿性由生成的弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱決定。如HCOONH4溶液中，由于(HCOOH)＞(NH3·H2O)，則溶液呈酸性；在NH4CN溶液中，由于(HCN)＜(NH3·H2O)，則溶液呈堿性。

由上述同樣方法推導(dǎo)可以得到弱酸弱堿鹽的水解常數(shù)為：

4．強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解。如NaCl水溶液中的Na+、Cl-都不能與水電離出的OH-或H+結(jié)合成弱電解質(zhì)，水的電離平衡不發(fā)生移動(dòng)，溶液中的c(H+)=c(OH-)，因此溶液呈中性，pH=7。

5．多元弱酸(弱堿)根的水解多元弱酸根的水解與其酸電離一樣，也是分步進(jìn)行的。以二元弱酸鹽Na2CO3為例討論其水解過程。

Na2CO3的水解分兩步進(jìn)行：第一步CO32-+H2OHCO3-+OH-第一步水解常數(shù)第二步HCO3-+H2OH2CO3+OH-第二步水解常數(shù)

由于＞＞，因此＞＞，即第一步水解程度要比第二步水解程度大得多，第一步水解是主要的。在計(jì)算溶液的pH時(shí)，可按一元弱酸根的水解平衡計(jì)算。例

計(jì)算0.1mol／LNa2CO3溶液的pH。

解CO32-在水中分兩步水解，計(jì)算時(shí)以第一步為主，忽略第二步。設(shè)溶液中c(OH-)為xCO32-+H2OHCO3-+OH-起始濃度／(mol／L)0.100平衡濃度／(mol／L)0.1-xxxc(OH-)=4.2×10-3mol／LpH=14–pOH=14+lg(4.2×10-3)=11.63

與多元弱酸鹽的水解一樣，多元弱堿鹽的水解也是分步進(jìn)行的。如Al3+的水解可表示為：第一步Al3++H2OAl(OH)2++H+

第二步Al(OH)2++H2OAl(OH)2++H+

第三步Al(OH)2++H2OAl(OH)3+H+

多元弱堿根的水解要比多元弱酸根的水解復(fù)雜，對(duì)于這類鹽溶液的pH值的計(jì)算不要求。

三、影響鹽類水解的因素

1.鹽的本性鹽類水解時(shí)所生成的弱酸或弱堿的電離常數(shù)越小，水解程度越大。若水解產(chǎn)物為沉淀，則其溶解度越小，水解程度也越大。

2.濃度濃度越小，水解度越大。換句話說，將溶液進(jìn)行稀釋，會(huì)促進(jìn)鹽的水解。

3.溫度

酸堿中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，鹽的水解是中和反應(yīng)的逆過程，因此是吸熱反應(yīng)。根據(jù)平衡移動(dòng)原理，升高溫度會(huì)促進(jìn)鹽的水解。

4.酸堿度的影響

鹽類水解通常會(huì)引起水中的H+或OH-濃度的變化。根據(jù)平衡移動(dòng)原理，調(diào)節(jié)溶液的酸堿度，能促進(jìn)或抑制鹽的水解。難溶電解質(zhì)：溶解度＜0.01g/100gH2O微溶電解質(zhì)：溶解度0.1g~0.01g/100gH2O易溶電解質(zhì)：溶解度＞0.1g/100gH2O第六節(jié)沉淀-溶解平衡

一、沉淀-溶解平衡和溶度積

難溶物在水中,或多或少仍有所溶解,當(dāng)溶解和結(jié)晶的速率相等時(shí)，建立起平衡，即為溶解-沉淀平衡，此時(shí)的溶液為飽和溶液。如：AgCl(s)Ag++Cl-

平衡常數(shù)表示式為：

對(duì)于一般難溶電解質(zhì)AmBn：AmBn(s)mAn++nBm-溶度積常數(shù)：

式中 m——A物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)； n——B物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。溶度積常數(shù)與其他平衡常數(shù)一樣與溫度有關(guān)，但溫度變化對(duì)其影響不大，一般采用室溫下的常數(shù)。二、溶解度與溶度積的相互換算例25℃時(shí)，AgCl溶度積為1.8×10-10，計(jì)算該溫度下AgCl在水中的溶解度(mol／L)。解設(shè)AgCl的溶解度為s，則飽和溶液中c(Ag+)=c(Cl-)=s，則AgCl(s)Ag++Cl-平衡濃度／(mol／L) ssmol／L二、溶解度與溶度積的相互換算[例25℃時(shí)，Ag2CrO4的溶度積為1.1×10-12，計(jì)算該溫度下Ag2CrO4在水中的溶解度(mol／L)。解設(shè)Ag2CrO4的溶解度為s，則飽和溶液中c(Ag+)=2s，c(CrO42-)=s，則

Ag2CrO4(s)2Ag++CrO42-

平衡濃度／(mol／L) 2ssmol／L

比較以上例題得出結(jié)論：

同類型的難溶電解質(zhì)，溶度積越大，溶解度越大；溶度積越小，溶解度越小。不同類型的難溶電解質(zhì)則不能直接用來比較溶解度的大小。

上述溶度積與溶解度之間的簡(jiǎn)單換算，只適用于基本不水解的難溶電解質(zhì)，不適用于易水解的難溶電解質(zhì)和難溶弱電解質(zhì)。

一、溶度積規(guī)則

難溶電解質(zhì)飽和溶液中陽(yáng)離子和陰離子濃度的乘積稱為離子積。用Q表示。(CaCO3)沉淀-溶解平衡

當(dāng)Q

＞Ksp

時(shí)，過飽和溶液，沉淀從溶液中析出；?

當(dāng)Q

＝Ksp

時(shí)，飽和溶液，達(dá)平衡狀態(tài)；

?

當(dāng)Q

＜Ksp

時(shí)，溶液不飽和，若體系中有沉淀物，則沉淀物將發(fā)生溶解。

?第七節(jié)溶度積規(guī)則及其應(yīng)用

根據(jù)溶度積原理，當(dāng)溶液中Q＞Ksp時(shí)，將有沉淀生成。?二、溶度積規(guī)則的應(yīng)用1.生成沉淀的條件例題見教材。

一般情況下，離子與沉淀劑生成沉淀物后在溶液中的殘留濃度低于1.0×10–5

mol·L-1時(shí)，則認(rèn)為該離子已被沉淀完全。2.沉淀的完全程度3.同離子效應(yīng)

難溶強(qiáng)電解質(zhì)飽和溶液中加入含共同離子的易溶電解質(zhì)時(shí),難溶電解質(zhì)溶解度下降的效應(yīng)。例題見教材。

4.鹽效應(yīng)

在難溶電解質(zhì)飽和溶液中，加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)(可能含有共同離子或不含共同離子)而使難溶電解質(zhì)的溶解度增大的效應(yīng)。如AgCl在KNO3溶液中的溶解度(25℃)0.0000.0010.0050.0101.2781.3251.3851.427c(KNO3)/mol·dm-3AgCl溶解度/10-5(mol·dm-3)僅增大25%下降到原來的

1/350.0010.0100.0200.0400.1000.2000.240.0160.0140.0130.0160.023c(Na2SO4)/mol·L-1S(PbSO4)/mmol·L-1PbSO4在不同濃度Na2SO4

溶液中的溶解度(25℃)鹽效應(yīng)

同離子效應(yīng)可揮發(fā)性沉淀劑過量

50%～100%非揮發(fā)性沉淀劑過量

20%～30%三、分步沉淀

在混合離子溶液中，加入某種沉淀劑，離子先后沉淀的現(xiàn)象，叫做分步沉淀。

利用分步沉淀，可進(jìn)行離子的分離。

判斷沉淀次序同類型Ksp(AgCl)=1.77×10-10

Ksp(AgI)=8.52×10-17沉淀次序:同類型、同濃度,Ksp小的先沉淀例題見教材。四、沉淀的溶解

沉淀物與飽和溶液共存，如果能使Q＜Ksp，則沉淀物要發(fā)生溶解。使Q減小的方法有幾種：?

如FeS沉淀可以溶于鹽酸，由于溶解生成的S2–與鹽酸中的H+可以結(jié)合成弱電解質(zhì)H2S，于是使沉淀溶解平衡右移，引起FeS的繼續(xù)溶解。＋

2HCl2Cl－＋2H+

H2S

FeS

Fe2+＋S2–

1.生成弱電解質(zhì)2.發(fā)生氧化還原反應(yīng)而溶解

CuS(s)

Cu2++S2-

+HNO3

↓S+NO3CuS+8HNO3=Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O