介于马上又要期末考试了

所以

化学工作室

决定！

再用一篇推文来帮助大家！

巩固并深刻理解高一化学知识！

3

2

1

走你

┏(゜ω゜)=?

01

综述

在期中考试过后，同学们学习了高中理论化学中十分重要的知识点---化学反应平衡速率与电离水解。这些知识点属于十分基本的化学原理，对往后的化学学习是起着指导性作用的。但是，这部分知识点又是难以掌握的，尤其是不少同学认为知识的记忆量非常大，有许多规律需要背诵而显得极其繁琐。

不过其实这个锅并不应该由同学老师们来背。这部分知识之所以难以理解，是因为目前高一的书上没有介绍一个非常重要的理论工具。我们今天不妨重新拾起这份工具，用它来更加深入地理解课本上的知识。

本文浓度均用[]表示，[A]=c(A)。

02

平衡常数

01

定义

在一定温度下，当化学反应达到平衡时，把生成物浓度的指数幂乘积除以反应物浓度的指数幂的乘积，得到的比值是个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，用符号K表示。

02

表示

对于一般的可逆反应mA+nB?pC+qD，在一定温度下达到化学平衡后，

K=([C]^p*[D]^q)/([A]^m*[B]^n)

平衡常数表达式中的浓度指的都是物质平衡时的浓度

固体和纯液体的浓度为常数，一般不列入平衡常数表达式。

在水溶液中的反应，水不列入表达式；在非水溶液中，水要列入表达式。

一个反应的K越大，这个反应的正向进行程度越大。

03

K的影响因素

K只受温度影响，与反应物起始浓度无关。若正反应放热，升高温度则平衡逆向移动，使得K值减小；若正反应吸热，升高温度K值增大；而即使改变浓度、压强或催化剂，K值都不变。

04

K、浓度商Q和勒夏特列之间的关系

浓度商Q是表示在任意时刻反应物浓度与生成物浓度的关系，表达式与K相同，不过此时化学反应不一定处在平衡状态，以下是判断反应是否平衡的方法：

Q=K时，化学反应达到平衡；

QK时，化学反应向正反应方向移动；

QK时，化学反应向逆反应方向移动。

利用Q和K的大小关系，便能解释勒夏特列原理了，我们就来举三个反应物或生成物浓度、温度、压强变化的例子吧！

以工业合成氨N?(g)+3H?(g)?2NH?(g)+Q(Q0)在恒容容器中反应为例，则当反应达到平衡时：

K=Q=[NH?]^2/([N?]*[H?]^3)

若增加N?浓度，则Q中分母变大，Q变小，所以QK，反应平衡向正方向移动，即阻碍浓度变化方向进行；

若升高体系温度，因为正反应为放热反应，所以升高温度K变小，QK，反应平衡向逆方向移动，即阻碍温度变化方向进行；

若增加体系压强，由于反应物所含气体的物质的量1+3大于生成物所含气体的物质的量2，所以压强变化对反应物浓度影响更大，Q变小，QK，反应平衡向正方向移动，即阻碍压强变化方向进行，通俗来讲，既然你增大了压强，你就要使分子数减小从而降低压强，在这里就是往正反应方向进行啦。

在判断哪一边压强改变量更大时只能把气体分子数算进去哦，因为无论是否改变压强固体和液体密度是不会变的。

在做题的时候熟记勒夏特列原理，或运用K和Q的关系便能掌握外界条件对化学平衡移动的影响啦！

03

弱电解质的电离相关性质

01

多元弱酸与多元弱碱的电离

多元弱酸是分步电离的，且一步比一步困难。

在水分子作用下，弱酸分子中的极性共价键极性增强并转化为离子键，从而电离出H+和相应的酸根离子。多元弱酸在电离出一个H+后，剩下的部分带有一个单位负电荷，对氢离子的吸引力增强，使第二个氢离子电离成为H+变难，同样道理，电离出第三个氢离子则更为困难。电离常数一级比一级小，即K1K2K3，一般都要相差~0倍。因而我们可以得到，多元弱酸的酸性主要由一级电离常数K1决定。

由于大多数多元碱的溶解度很小，即使是它们的饱和溶液浓度也很小，每一步的电离常数差别没有弱酸那么大，因此一般计算可以粗略地把多元弱碱的电离看成是一步电离的。

02

一元弱酸弱碱中[H+]、[OH-]的计算

由弱酸电离平衡：HA?H++A-,我们可以得到弱酸的电离平衡常数：Ka=[H+]*[A-]/[HA]

令x=[H+]=[A-]，易知Ka=x^2/[HA]。而当电离程度非常小(5%)时(或Ka10^4)，我们可以认为弱酸HA浓度变化不大，故当弱酸达到电离平衡时，认为此时溶液中[H+]=[A-]=x，[HA]=[HA初]，便可由弱酸的电离平衡常数推得：

[H+]=√(Ka*[HA初])

类似的，弱碱中：

[OH-]=√(Kb*[OH初])

04

用K解释盐溶液的酸碱性

01

水解——中和的逆反应

水解的定义是在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H+和OH-结合生成弱电解质的反应。例：

HCO3-+H2O?H2CO3+OH-

HSO3-+H2O?H2SO3+OH-

水解反应是中和反应的逆反应，所以加热会促进水解反应的进行。

02

酸式盐溶液的酸碱性

酸式盐溶液中，离子既电离又水解，因此溶液的酸碱性取决于水解以及电离程度的大小，让我们来看两个例子：

碳酸氢钠溶液

第一步电离：H2CO3?HCO3-+H+，设平衡常数为K1

水解：HCO3-+H2O?H2CO3+OH-，则K=Kw/K1

K

=[OH-]*[H2CO3]/[HCO3-]

=[H+]*[OH-]/([HCO3-]*[H+]/[H2CO3])

=Kw/K1

电离：HCO3-?CO32-+H+，K=K2

因为，K2Kw/K1，所以溶液呈碱性

硫酸氢钠溶液

水解：HSO3-+H2O?H2SO3+OH-，K=Kw/K1

电离：HSO3-?SO32-+H+，K=K2

因为，K2Kw/K1，所以溶液呈酸性

*每个溶液K1、K2的大小查表可得，无需背诵。

05

用K解释同离子效应

所谓同离子效应，就是加入相同离子后，使原电解质的电离平衡向生成原电解质分子的方向移动，从而降低原电解质的电离度。

01

电离

此处以用饱和氯化钠溶液除去Cl2中的HCl为例来解释。

对于Cl2与H2O的化学反应我们可以写出离子方程式：Cl2+H2O?H++Cl-+HClO

使用勒夏特列原理进行解释：

因为Cl-在水中浓度极大，导致生成物浓度极大，而假设Cl2与H2O反应，则会使Cl-浓度变得更大，平衡向削弱这种变化的方向移动，即逆向移动，导致Cl2几乎不与水反应。

使用平衡常数K进行解释：

对于该反应

K=([H+]*[Cl-]*[HClO])/[Cl2]

K只与温度有关，在题目中通常不考虑温度的微小变化，故K为一定值。

当Cl2与H2O发生反应时，因为溶液中Cl-浓度较大，如果依旧可以溶解相同量的Cl2，那么此时的QK,使平衡逆向移动，从而使Cl2的溶解度减小。

02

水解

此处以血液这种缓冲溶液为例，来解释水解。

缓冲溶液指的是由弱酸及其盐、弱碱及其盐组成的混合溶液，能在一定程度上抵消、减轻外加强酸或强碱对溶液酸碱度的影响，从而保持溶液的pH值相对稳定。

当人体内各组织和细胞在代谢中产生的酸进入血液时，血液中CO2-HCO3-缓冲系的共轭碱HCO3-就和H+反应，并转变为其共轭酸H2CO3及CO2，H2CO3解离平衡向左移动。因碳酸仅轻度电离，所以，等于把加入的H+从溶液中有效地除去，维持pH基本不变。而溶解的CO2转变为气相CO2从肺部呼出。

可以写出如下方程式：

HCO3-+H2O?H2CO3+OH-

对于该反应，

K=([H2CO3]*[OH-])/[HCO3-]

而H+的增加会消耗OH-导致这一瞬间的[OH-]减小，导致此时的QK。

为了使Q增大从而等于K，[H2CO3]和[OH-]会增大，而[HCO3-]减小，即平衡正向移动。

06

增补三大守恒定律

三大守恒定律的灵活运用在盐类水解中是个难题，这里简单陈述一下其写法：

01

存在的离子

先明确单种盐类水溶液中存在的所有分子及离子，包括：

水溶液中恒存在的H+与OH-

阳离子以及其水解产物（若有水解产物，常见的是弱碱NH3·H2O，因为其他弱碱都相对难溶）

阴离子及其水解产物（若有，则由电离平衡和水解平衡可知弱酸根离子的所有形态，即从对应弱酸开始的各步电离产物以及弱酸本身都存在）

如Na2HPO4的水溶液中有且仅有：

H+与OH-，

Na+,

磷酸四兄弟(PO4)3-、(HPO4)2-、(H2PO4)-、H3PO4

（牛奶三兄弟？？）

02

电荷守恒

电荷守恒可以说是守恒定律中最直观的了，书写时只需要注意电荷数，不要忘记H+与OH-即可。

如在Na2CO3水溶液中：

[Na+]+[H+]=2[CO32-]+[HCO3-]+[OH-]

03

物料守恒

物料守恒方程式书写就是在溶质的元素构成中选取两个除去H与O的两个元素，将它们的各种溶液中的存在形式列举出来，记得添上它们原来的元素个数比就行啦。

如在Na2CO3水溶液中，选取Na和C，得到：

[Na+]=2([CO32-]+[HCO3-]+[H2CO3])

04

质子守恒

相对来说，质子守恒不如前面两个来的直观，有两种方法可以书写。

第一种方法：

通过它的定义：水电离出的H+与OH-总量相等进行书写。

我们应当 　　原电池是在电极上发生的氧化还原反应向外电路的负载提供电流，化学能转化为电能；电解是施加电流在电极上发生氧化还原反应，电能转化为化学能。

自发性： 　　原电池是热力学上自发的反应；电解池是热力学上非自发的反应。所谓的热力学上自发，就是生成物的总能量小于反应物的总能量。

正负/阴阳极： 　　原电池中，向外电路提供电子的电极为负极；从外电路传入电子的电极为正极；（可以联想物理的电路就是电子从负极流向正极）负极应当向导线中提供电子，那么溶液中便发生氧化反应失去电子向导线中输送；正极发生还原反应来接受从导线来的电子。 　　电解池中，与外电源负极相连的电极为阴极；与外电源正极相连的电极为阳极；阳极发生氧化反应（向电源正极输送电子），阴极发生还原反应（从电源负极来的电子）。

02

电解的规律

阴离子被吸引至阳极，阳离子被吸引至阴极，随后在阴极的氧化性强的，阳极的还原性强的离子发生反应。

判断氧化性/还原性的一种方法：还原剂的氧化产物氧化性愈强的，还原性愈弱；氧化剂的还原产物还原性愈强的，氧化性愈弱。

还原性：

S2-I-Br-Cl-OH-(SO4)2-(含氧酸根)F-

氧化性：

Ag+Fe3+Cu2+H+(酸)Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+H+(水电离出的)Al3+Mg2+Na+

-完-

期末考加油呀↖(^ω^)↗

文字

初三2班赵鸣九

高一1班戴诗瑄

高一2班李汉卿

高一2班孙兆初

高一5班夏禹成

高一6班顾　理

排版

高一2班李汉卿

高一6班刘思琪