化學(xué)平衡和電離平衡復(fù)習(xí)課件

化學(xué)平衡和電離平衡復(fù)習(xí)本節(jié)課我們將回顧化學(xué)平衡和電離平衡的概念和重要知識(shí)點(diǎn)，并通過(guò)例題和練習(xí)加深理解?；瘜W(xué)平衡的定義可逆反應(yīng)化學(xué)平衡是指在可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物的濃度不再變化的狀態(tài)。動(dòng)態(tài)平衡化學(xué)平衡是一個(gè)動(dòng)態(tài)平衡，這意味著反應(yīng)物和生成物之間的相互轉(zhuǎn)化仍在持續(xù)進(jìn)行，但它們的濃度保持不變。化學(xué)平衡的特點(diǎn)可逆性:正逆反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行動(dòng)態(tài)平衡:反應(yīng)速率相等封閉體系:不與外界交換物質(zhì)正向反應(yīng)與逆向反應(yīng)1正向反應(yīng)反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物的過(guò)程。2逆向反應(yīng)生成物轉(zhuǎn)化為反應(yīng)物的過(guò)程。平衡常數(shù)的定義可逆反應(yīng)在一定條件下，正逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物濃度保持不變的狀態(tài)稱為化學(xué)平衡狀態(tài)。平衡常數(shù)在一定溫度下，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，生成物濃度冪的乘積與反應(yīng)物濃度冪的乘積之比，稱為平衡常數(shù)。平衡常數(shù)的計(jì)算K平衡常數(shù)aA+bB?cC+dD反應(yīng)式K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b公式LeChatelier原理平衡移動(dòng)當(dāng)外界條件發(fā)生變化時(shí)，化學(xué)平衡會(huì)向著減弱這種變化的方向移動(dòng)。影響因素溫度、壓力和濃度都是影響化學(xué)平衡的因素。預(yù)測(cè)變化LeChatelier原理可以幫助我們預(yù)測(cè)化學(xué)平衡如何響應(yīng)這些變化。LeChatelier原理的應(yīng)用工業(yè)生產(chǎn)例如，合成氨的反應(yīng)是放熱反應(yīng)，在高溫下平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，不利于氨的生成。因此，工業(yè)生產(chǎn)氨時(shí)，通常采用低溫條件來(lái)提高氨的產(chǎn)量。環(huán)境保護(hù)例如，汽車(chē)尾氣中含有大量的氮氧化物，這些氮氧化物是造成酸雨的主要原因之一。在汽車(chē)尾氣處理系統(tǒng)中，采用催化劑將氮氧化物還原成氮?dú)?，以減少氮氧化物的排放。日常生活例如，我們平時(shí)使用的冰箱，就是利用制冷劑的汽化和液化過(guò)程來(lái)實(shí)現(xiàn)制冷。當(dāng)制冷劑汽化時(shí)，會(huì)吸收熱量，從而降低冰箱內(nèi)部的溫度。溫度對(duì)平衡的影響1吸熱反應(yīng)升高溫度，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，生成物增多。2放熱反應(yīng)升高溫度，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，生成物減少。壓力對(duì)平衡的影響氣體反應(yīng)對(duì)于氣相反應(yīng)，壓力變化會(huì)影響平衡，但只適用于氣體體積發(fā)生改變的反應(yīng)。體積變化增加壓力相當(dāng)于減小體系體積，會(huì)使平衡向體積減小的方向移動(dòng)。平衡移動(dòng)如果反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的量不變，壓力變化不影響平衡。濃度對(duì)平衡的影響增加反應(yīng)物濃度增加反應(yīng)物濃度會(huì)使平衡向生成物方向移動(dòng)，以減小反應(yīng)物濃度。增加生成物濃度增加生成物濃度會(huì)使平衡向反應(yīng)物方向移動(dòng)，以減小生成物濃度。降低反應(yīng)物濃度降低反應(yīng)物濃度會(huì)使平衡向反應(yīng)物方向移動(dòng)，以增加反應(yīng)物濃度。降低生成物濃度降低生成物濃度會(huì)使平衡向生成物方向移動(dòng)，以增加生成物濃度。電離平衡的概念可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中電解質(zhì)的電離和生成之間的動(dòng)態(tài)平衡狀態(tài)。弱電解質(zhì)在溶液中只部分電離，形成電離平衡體系，電離程度可以用電離度來(lái)表示。電離平衡常數(shù)（K）表示電離平衡體系中各物質(zhì)濃度之間的關(guān)系，可用來(lái)判斷電離程度和影響因素。強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中完全電離的物質(zhì)，如強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽類。2弱電解質(zhì)在溶液中部分電離的物質(zhì)，如弱酸、弱堿和一些有機(jī)化合物。pH值的定義和計(jì)算定義溶液中氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)公式pH=-log[H+]范圍0-14性質(zhì)pH值越小，溶液酸性越強(qiáng)；pH值越大，溶液堿性越強(qiáng)弱酸的電離平衡1電離常數(shù)表示弱酸電離程度的常數(shù)2影響因素溫度、濃度、共軛堿3應(yīng)用計(jì)算pH值、緩沖溶液弱酸在溶液中部分電離，電離平衡常數(shù)Ka反映了弱酸電離的程度。溫度越高，弱酸電離程度越高，Ka值越大。濃度越低，弱酸電離程度越高，Ka值越大。共軛堿的存在會(huì)抑制弱酸的電離，降低Ka值。弱酸的電離平衡常數(shù)可以用來(lái)計(jì)算溶液的pH值，并應(yīng)用于緩沖溶液的制備。弱堿的電離平衡1電離平衡常數(shù)Kb2影響因素溫度、濃度3計(jì)算pH值、pOH值鹽類的水解現(xiàn)象弱酸強(qiáng)堿鹽弱酸根離子與水發(fā)生反應(yīng)，生成弱酸，溶液顯堿性。強(qiáng)酸弱堿鹽弱堿陽(yáng)離子與水發(fā)生反應(yīng)，生成弱堿，溶液顯酸性。弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)度。緩沖溶液的組成與作用弱酸和其共軛堿例如，醋酸和醋酸鈉溶液弱堿和其共軛酸例如，氨水和氯化銨溶液緩沖溶液能夠抵抗外來(lái)酸堿的加入而使pH值保持相對(duì)穩(wěn)定。緩沖溶液在許多化學(xué)反應(yīng)和生物系統(tǒng)中起到重要作用，例如，血液中存在碳酸氫鹽緩沖體系。緩沖溶液的pH值計(jì)算緩沖溶液的pH值由其組成的弱酸和弱堿的濃度比決定。根據(jù)Henderson-Hasselbalch方程，pH值可以計(jì)算如下：沉淀平衡的概念沉淀平衡是指難溶性鹽在水溶液中溶解和沉淀之間的平衡狀態(tài)。當(dāng)溶液中難溶性鹽的離子濃度達(dá)到一定程度時(shí)，溶解和沉淀的速率相等，體系達(dá)到平衡狀態(tài)。沉淀平衡可以通過(guò)溶度積常數(shù)(Ksp)來(lái)描述，Ksp反映了難溶性鹽在一定溫度下溶液中離子濃度的乘積。溶度積的定義與計(jì)算定義在一定溫度下，難溶性電解質(zhì)的飽和溶液中，金屬陽(yáng)離子濃度與其陰離子濃度冪的乘積為一個(gè)常數(shù)，稱為該難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積。計(jì)算例如，對(duì)于AgCl的溶度積，其計(jì)算公式為Ksp=[Ag+][Cl-]。其中，[Ag+]和[Cl-]分別表示Ag+和Cl-在飽和溶液中的濃度。影響沉淀平衡的因素離子濃度增加反應(yīng)物離子濃度，沉淀反應(yīng)向正方向移動(dòng)，沉淀增加；降低反應(yīng)物離子濃度，沉淀反應(yīng)向逆方向移動(dòng)，沉淀減少。溶液pH值溶液的pH值會(huì)影響沉淀的溶解度，從而影響沉淀平衡。例如，在酸性溶液中，一些金屬離子會(huì)形成可溶性配合物，導(dǎo)致沉淀溶解。溫度溫度升高，多數(shù)沉淀的溶解度增大，沉淀平衡向逆方向移動(dòng)。共離子效應(yīng)加入含有相同離子的溶液，會(huì)使沉淀的溶解度降低，沉淀平衡向正方向移動(dòng)。螯合平衡的概念螯合反應(yīng)螯合反應(yīng)是指金屬離子與含有兩個(gè)或多個(gè)配位原子的配體形成環(huán)狀結(jié)構(gòu)的反應(yīng)。螯合物螯合物是指金屬離子與配體形成的環(huán)狀結(jié)構(gòu)，也稱為絡(luò)合物或配合物。螯合平衡螯合反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，稱為螯合平衡。EDTA滴定法的原理1絡(luò)合滴定法EDTA是一種六齒配體，可以與金屬離子形成穩(wěn)定的絡(luò)合物。2滴定過(guò)程EDTA溶液滴定待測(cè)金屬離子溶液，當(dāng)金屬離子與EDTA完全絡(luò)合時(shí)，滴定終點(diǎn)到達(dá)。3指示劑指示劑用于指示滴定終點(diǎn)，通常選擇與金屬離子形成有色絡(luò)合物的指示劑。氧化還原反應(yīng)的概念電子轉(zhuǎn)移氧化還原反應(yīng)是指涉及電子轉(zhuǎn)移的化學(xué)反應(yīng)。氧化和還原氧化是指失去電子的過(guò)程，還原是指獲得電子的過(guò)程。氧化劑和還原劑氧化劑是接受電子的物質(zhì)，還原劑是失去電子的物質(zhì)。氧化還原電位的定義1電極電位是指在標(biāo)準(zhǔn)條件下，金屬電極與電解質(zhì)溶液之間的電位差，它反映了金屬元素失去電子的傾向。2氧化還原電位是指一個(gè)氧化還原反應(yīng)體系中，氧化態(tài)物質(zhì)與還原態(tài)物質(zhì)之間進(jìn)行電子轉(zhuǎn)移的趨勢(shì)，常用符號(hào)E表示。3標(biāo)準(zhǔn)電極電位是指在標(biāo)準(zhǔn)條件下，電極電位的值，通常以氫電極為標(biāo)準(zhǔn)，其標(biāo)準(zhǔn)電極電位為0。影響氧化還原反應(yīng)的因素反應(yīng)物濃度反應(yīng)物濃度越高，反應(yīng)速率越快，氧化還原反應(yīng)越容易進(jìn)行。溫度溫度升高，反應(yīng)速率加快，氧化還原反應(yīng)更容易進(jìn)行。催化劑催化劑可以降低反應(yīng)活化能，加速反應(yīng)速率，但本身不參與反應(yīng)?；瘜W(xué)平衡和電離平衡的綜合應(yīng)用1工業(yè)生產(chǎn)化學(xué)平衡原理可以指導(dǎo)我們控制反應(yīng)條件，提高生產(chǎn)效率，降低生產(chǎn)成本。2環(huán)境保護(hù)電離平衡可以解釋水體的酸堿度，指導(dǎo)我們治理水污染。3生命科學(xué)化學(xué)平衡和電離平衡在生物體內(nèi)許多重要的化學(xué)反應(yīng)中起著關(guān)鍵作用。思考題化學(xué)平衡和電離平衡是化學(xué)學(xué)習(xí)中的重要內(nèi)容，涉及許多重要的概念和原理。通過(guò)對(duì)這部分知識(shí)的學(xué)習(xí)，我們可以更好地理解化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)，并能應(yīng)用這些知識(shí)解決實(shí)際問(wèn)題。在復(fù)習(xí)過(guò)程中，同學(xué)們要善于運(yùn)用所學(xué)知識(shí)，并結(jié)合實(shí)際情況進(jìn)行思考和總結(jié)。例如，我們可以通過(guò)分析化學(xué)平衡常數(shù)的數(shù)值來(lái)判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向，并根據(jù)溫度、壓