无机化学专升本文档格式.docx
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（1）浓度对化学反应速率的影响
在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物中所占的百分比是一定的，因此，单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比，即与反应物的浓度成正比。
当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增多，活化分子数也相应增加，反应速率必然增大。
基元反应和非基元反应反应基元反应：
一步就能完成的反应
2ＮO2 ＝ 2CO 十 O2非基元反应反应：
分几步就能完成的反应２ＮO 十 ２H2＝ Ｎ２ 十 H2O
实际分两步基元进行
２ＮO 十 H2＝ Ｎ２ 十 H2O2
H2 十 H2O2＝ ２H2O
基元反应的速率方程－质量作用定量
ａＡ＋ｂＢ＝ｃＣ＋ｄＤ
ν＝
ｋ速率常数，（ａ＋ｂ）为反应级数
例：
今有Ａ和Ｂ两种气体参加反应，若Ａ的分压增大１倍，反应速率增加１倍，若Ｂ的分压增大１倍，反应速率增加３倍，
试写出该反应的速率方程，若将总压减小１倍，反应速率如何变化？
（2.）压强对化学反应速率的影响
对于气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积里反应物的物质的量，即增大反应物的浓度，因而可以加快化学反应速率。
相反，减小压强，气体的体积就扩大，浓度减少，因而化学反应速率也减慢。
（3）温度对化学反应速率的影响
温度是影响化学反应速率的重要因素之一，温度升高往往会加速反应。
实验测得,当其他条件不变时，温度每升高10℃，化学反应速率通常加快到原来的2～4倍。
温度升高使化学反应加快的原因可以从两个方面理解。
一方面，温度升高时，分子热运动加快，单位时间内的有效碰撞次数增加，使反应速率加快。
但是，这不是主要原因，因为根据理论计算，温度每升高10℃，碰撞次数仅增加2％左右，实际上反应速率要增加2～4倍，比2％大得多。
所以，另一方面更主要的原因是因为温度的升高使一些能量较低的分子获得了能量从而成为活化分子，增加了反应物中活化分子数，因而大大地加快了反应速率。
（4）催化剂对化学反应速率的影响
在其他条件不变时，使用催化剂能够降低反应所需的能量，这样会使更多反应物的分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数，因而使反应速率加快。
影响反应速率的外界条件除上述条件外，还有光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物的颗粒大小、扩散速率、溶剂等。
2.2化学平衡2.2.1可逆反应
高温下，将二氧化碳和氢气混合可生成一氧化碳和水蒸气；
同时，一氧化碳和水蒸气也可反应生成二氧化碳和氢气：
CO2 十 H2
CO 十 H2O
像这种在同一条件下，能同时向两个相反方向进行的反应称为可逆反应。
在可逆反应的化学方程式中，用可逆符号“ ”代替等号。
对可逆反应来说，一般把从左向右进行的反应称为正反应，从右向左进行的反应称为逆反应。
理论上，化学反应都具有可逆性，但对有些反应来说，两个相反方向的反应趋势相差很大。
例如：
HCl＋NaOH＝NaCl＋H2O
C6H12O6＋６O2＝６CO2＋６H2O
由于反应的逆反应倾向极小，因此，实际上可以认为此反应不可逆，称为不可逆反应。
2.2.2化学平衡
可逆反应在密闭容器中不能进行到底，即反应物不能全部转化为生成物。
如在高温下，在密闭容器中将二氧化碳和氢气混合，反应开始时，CO2和H2的浓度很大，正反应速率很大，反应生成CO和H20。
随着反应的进行，反应物不断消耗，其浓度不断减小，正反应速率不断减小。
与此同时，随着正反应的进行，生成物CO和H2O的浓度不断增加，逆反应开始且反应速率逐渐增大。
直到正反应、逆反应速率相等时，即单位时间里有多少CO2和H2反应生成CO和H20，就会有同样数目的CO和H20逆反应生成CO2和H2，CO、CO2、H2、H2O的浓度不再随时间而变化，可以用图2—1表示上述过程。
化学平衡状态就是指在一定条件下的可逆反应里，正、逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的浓度保持不变的状态。
化学平衡是一种动态平衡。
从表面上看反应似乎已经停止，实际上正、逆反应仍在进行，体系中反应物和生成物的浓度将不再改变。
化学平衡可以从正逆两个方面达到。
2.2.3化学平衡常数
实验表明，在一定温度下，在密闭容器中发生的可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始，无论反应起始时反应物的浓度是大是小，最后都能达到化学平衡状态。
这时，生成物平衡浓度幂的乘积与反应物平衡浓度幂的乘积之比是一个常数。
这个常数称为化学平衡常数，简称平衡常数，符号为Kc。
对于任一可逆反应：
mA+nB pC十qD
在一定温度下达到平衡时，则有
标准平衡常数
Kc值越大，表明反应在平衡时生成物浓度幂的乘积越大，反应物浓度幂的乘积越小，即正反应进行的程度越大。
平衡常数是反应的特征常数，平衡常数只与反应的温度有关，与反应的初始浓度无关。
在不同温度下，Kc值不同；
温度一定时，Kc值一定。
对于不同的可逆反应，Kc不同。
对于气体反应，平衡常数Ｋ也可以用Kp表示。
Kp是用物质的平衡分压表示的平衡常数。
例如
2SO2+O2
2SO3
Kp可以表示为
表达式中的浓度或分压，必须是系统达平衡时的值；
必须与计量方程式相对应；
有纯液体纯固体及稀溶液中的溶剂参加反应时，它们的浓度为１，不必写入表达式。
温度发生变化，平衡常数也改变，使用时必须注明相应的温度。
平衡常数的意义：
为可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标准；
是判断反应是否处于平衡和非平衡时反应进行的方向－反应商
Q<
K反应向正反应方向进行
Q>
K反应向逆反应方向进行
在一定温度下，
Ｈ２+Ｉ２ ２ＨＩ
的Ｋ为１７.０，在一密闭容器中，Ｈ２，Ｉ２，ＨＩ三种气体的分压为５０.２ＫＰ，５０.２ＫＰ，１００.４ＫＰ，问反应将向何方向进行？
多重平衡的平衡常数
在化学平衡体系中，往往同时存在多个化学平衡，并且相互联系，一种物质同时参与几种平衡，这种现象叫多重平衡。
2SO2+
O2 2SO3K1
NO2
O2+NOK2
2SO2+NO2
NO +2SO3K3
在相同条件下，如果两个反应方程式相加（相减）得到第三个方程式，则第三个方程式的平衡常数为前两个反应方程式的平衡常数之积（商）
转化率=
转化率=
2.2.4化学平衡的移动
化学平衡只是可逆反应在一定条件下一种相对的、暂时的稳定状态。
当外界条件改变时，使正逆反应速率不再相等，原有的平衡即被破坏，各物质浓度就会发生变化，直到在新的条件下，建立新的平衡为止。
这种原平衡被破坏、新平衡建立的过程叫做化学平衡的移动。
引起平衡移动的因素主要有浓度、温度、压强等。
对于一个可逆反应，如果新平衡状态中生成物的浓度大于旧平衡状态中生成物的浓度，就称之为化学平衡向右移动；
如果新平衡状态中生成物的浓度小于旧平衡状态中生成物的浓度，就称之为化学平衡向左移动。
1．浓度对化学平衡的影响
在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡后，若改变反应物或生成物的浓度，就会引起平衡的移动。
例如，将氯化铁和硫氰化铵溶液混合，由于生成了红色的硫氰化铁，溶液变成红色。
反应方程式如下：
FeCl3+3NH4SCN Fe（SCN）3十3NH4Cl
（红色）
如果在此平衡混合物里加入氯化铁溶液和硫氰化铵溶液，整个溶液颜色就变深了。
这是因为增加了反应物的浓度，使正反应速率增大，因此，正反应速度大于逆反应速率，这样，生成物的浓度就逐渐增大，反应物的浓度逐渐减小。
随着反应物和生成物浓度的变化，相应地正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐加大，最后正反应速率又和逆反应速率相等，新的平衡又建立。
达到新平衡时，生成物的浓度比原来增大了，所以溶液的红色变深。
这说明增加了任何一种反应物的浓度都会使化学平衡向正反应方向移动。
实验证明，在其他条件不变的情况下，增加反应物的浓度或减小生成物的浓度都可以使平衡向正反应的方向移动；
增加生成物的浓度或减小反应物的浓度都可以使平衡向着逆反应的方向移动。
在实际生产中，采用增加成本较低的或容易取得的反应物浓度的办法，使成本较高的原料充分利用。
Q=K达化学平衡，平衡不移动
K平衡向正反应方向移动
K平衡向逆反应方向移动
在298K时，AgNO3和Fe（NO3）2溶液发生如
下反应，
Fe
+Ag+ Fe3++Ag+
反应开始时，Fe
和Ag+离子浓度各为0.1000mol/L，达到平衡时Fe
的转化率为19.4%，求：
（1）平衡时Fe
、Ag+和Fe3+各离子的浓度。
（2）298K时的平衡常数。
在上述平衡体系中，维持温度不变，如再加入一定量的Fe2+，使增加的Fe2+为0.1000mol/L。
求
（1）平衡将向什么方向移动？
（2）衡时Fe
（3）Ag+的总转化率。
2．压强对平衡的影响
对于有气态物质参加而且反应前后气体的总体积（或气体的分子总数）不相等的平衡体系，改变压强也会使化学平衡移动。
Qp=Kp达化学平衡，平衡不移动
Qp<
Kp平衡向正反应方向移动
Qp>
Kp平衡向逆反应方向移动
由于总压强的改变，在温度不变的条件下将引起气体物质浓度成正比例的变化。
压强增大使容器内气体体积缩小，单位体积内气体分子数增多，即气体的浓度增大，引起平衡发生移动。
因此，对于有气体物质参加的反应，压强对平衡的影响与浓度对平衡的影响，实质是相同的。
由此可以得出结论，对反应前后气体的总体积（或气体的分子总数）不相等的可逆反应来说，在其他条件不变时，增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动，减少压强，平衡向气体分子总数增大的方向移动。
３．温度对平衡的影响
化学反应都伴随着能量的变化，通常表现为热量的变化。
对于可逆反应，如果正反应是放热反应，那么，其逆反应必为吸热反应并且放出和吸收的热量相等。
当可逆反应达到平衡后，若升高温度，则对正逆反应速率都有影响，但影响程度不同,对吸热反应加快的倍数比对放热反应加快的倍数多，结果平衡向吸热方向移动；
反之，降低温度，化学反应速率都减慢，但减慢的倍数不一样，对吸热反应减慢的倍数比对放热反应减慢的倍数大，结果平衡向放热方向移动。
由此可见，浓度、压强、温度等外界因素的变化对化学平衡的影响可概括成一个原理：
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动，称之为吕·
查德原理。
在可逆反应中催化剂，能同时同等程度地改变正逆反应的速率，因此，它对化学平衡没有影响，但它能改变反应达到平衡所需的时间。
本章小结：
一、化学反应速率化学反应速率是用来衡量化学反应进行得快慢的，化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生物物浓度的增加来表示。
化学反应速率与反应物的本性有关，受温度、浓度、压强、催化剂等影响。
反应各速率之比等于方程式的系数之比。
二、.化学平衡在可逆反应中，当正反应速率和逆反应速率相等的状态称为化学平衡。
影响化学平衡的外界因素有温度、浓度、压强等。
如果改变影响化学平衡的一个条件（如温度、浓度、压强等），平衡就会向着削弱这种改变的方向移动，此原理叫吕查德原理。
可以从平衡常数K的大小，判断反应进行的程度。
习 题
一、填空题
1．影响化学反应速率的外界条件主要、、、
，一般地说，当其他条件不变时，或都可以使化学反应速率增大，而只对有参加或生成的反应有影响。
2．化学反应2A＋B2C达到平衡，根据以下条件各选择正确的选项填空。
（1）升高温度，C的量增加，此反应是。
A、放热反应B、吸热反应
C、没有显著的热量变化D、原化学平衡没有发生移动
（2）如果A、B、C都是气体，达到平衡时减小压强，那么。
A、平衡不移动B、平衡向正反应方向移动
C、平衡向逆反应移动D、C的浓度会增大
3．对于反应N2＋3H22NH3（正反应为吸热反应），请回答：
（1）能使正反应速率增大的因素有。
（2）能使逆反应速率增大的因素有。
A、增加N2和H2的浓度B、增大压强
C、升高温度D、加催化计
E、增加NH3的浓度F、减少NH3的浓度
4．在一定条件下，可逆反应：
mA＋nBpC达到平衡，若
（1）A、B、C都是气体，减少压强，平衡向正反应方向移动，则m+n和p的关系是
。
（2）A、C是气体，增加B的量，平衡不移动，则B为态。
（3）A、C是气体，而且m+n＝p，增大压强可使平衡发生移动，则平衡移动的方向是。
5．催化剂能显著改变反应速率，但不能影响。
二、选择题
1．下述反应在一定温度下达到平衡，2SO2 ＋O2
2SO3，保持体积不变，加入惰性气体He，使总压力增加一倍，则（）。
A、平衡向左移动B、平衡向右移动
C、平衡不移动D、K增大一倍
2．在1073K时，反应CaO（s）＋CO2（g）CaCO3（s）的K＝3.1×
10－5，则CO2的平衡分压为（）。
A、3.1×
10－5B、
C、
D、
3．对于反应：
CO（g）＋H2O（g）
CO2（g）＋H2（g），如果要提高CO的转化率可以采用（）。
A、增加CO的量B、增加H2O（g）的量
C、两种办法都可以D、两种办法都不可以
4．某一反应在一定条件下的转化率为25.7％，如加入催化剂，这一反应的转化率（）。
A、大于25.7％B、小于25.7％
C、不变D、无法判断
5．气体反应：
A＋BC在密闭容器中建立化学平衡，如果温度不变，但体积缩小了2/3，则平衡常数K为原来的（）。
A、3倍B、9倍
C、2倍D、不变
三、计算题
1.在25℃时，反应2NO2 N2O4处于平衡状态，平衡混合物中NO2的浓度为0.0125mol/L，N2O4的浓度为0.00321mol/L。
求这个反应的平衡常数。
2.已知H2（气）＋I2（气） 2HI（气）在某温度达到平衡时，平衡常数Ｋ＝62.5，如果在一个10Ｌ的容器里放入5molH2和5molI2，于该温度达到平衡，计算平衡时H2、I2和HI的浓度。
四、回答下列问题
1.在一块大理石（主要成分是CaCO3）上，先后滴加HCl的浓度为1mol/L和0.1mol/L的HCl，哪个反应快？
先后滴加同浓度的热盐酸和冷盐酸，哪个反应快？
用大理石块和大理石粉跟同浓度的盐酸反应，哪个反应快？
2.什么是化学平衡？
它的特点是什么？
简述平衡常数的物理意义。
第3章电解质溶液
本章要点：
1.强、弱电解质、电离率衡、电离度的概念;
稀释定律。
2.溶液的ＰＨ值的计算。
3.盐水解的实质，盐溶液的酸碱性、盐类水解的离子方程式书写。
4.同离子效应。
缓冲溶液的类型及其缓冲作用原理，缓冲溶液的配制。
5.离子反应的本质和离子反应发生的条件，离子反应方程式的书写和应用。
6.胶体的定义、性质，胶团的结构及其应用。
3.1强电解质和弱电解质
氯化钠、硝酸钾、氢氧化钠等固体不导电，而它们的水溶液能够导电，原因是它们在水溶液里发生了电离，产生了能够自由移动的离子。
如果将氯化钠、硝酸钾、氢氧化钠等固体分别加热至熔化，它们也能导电。
这些在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。
蔗糖、酒精等化合物无论是在水溶液和熔化状态都不导电，这些化合物叫做非电解质。
电解质溶液之所以能导电，是因为溶液里存在自由移动的离子。
并且溶液导电性的强弱与单位体积里能自由移动的离子数目有关，即与离子浓度的大小有关。
也就是说，在相同的条件下，导电性强的溶液里能自由移动的离子浓度一定比导电性弱的溶液里的大。
这说明电解质在溶液里电离的程度是不一样的。
实验证明，在大多数盐类、强酸、强碱的水溶液里，只有离子，没有溶质分子，它们是全部电离的。
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫做强电解质。
用“＝”表示完全电离，例如，NaOH、KOH、HCl、H2SO4、NaCl、KNO3等都是强电解质。
HCl＝H+＋Cl-
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质叫做弱电解质。
用“ ”表示部分电离，弱酸、弱碱是弱电解质，如CH3COOH、NH3·
H2O等，水也是弱电解质。
CH3COOH H+＋CH3COO-
H2O H+＋OH-
强电解质
弱电解质
定义
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫做强电解质
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质叫做弱电解质
电离程度
完全、无电离平衡
部分、有电离平衡
电离式
化学式=阳离子+阴离子
化学式阳离子+阴离子
溶液中离子种类
阳离子、阴离子
阳离子、阴离子、分子
物质类别
强酸、强碱、绝大多数盐
弱酸、弱碱、水、
3.2弱电解质溶液中的电离平衡
3.2.1电离常数
当弱电解质溶于水时，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而离子又可以重新结合成分子。
因此，弱电解质的电离是可逆的。
在一定条件（如浓度、温度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
例如，醋酸（HAc）的水溶液存在着下列平衡：
HAcH++Ac-
根据化学平衡理论，达到平衡时
式中，平衡常数Ka称为醋酸的电离常数，c（H＋）和c（Ac-）和c（HAc）分别表示H＋、Ac-和HAc在电离平衡时的浓度。
同样，对于一元弱碱，如NH3·
H2O，则
NH3·
H2ONH4＋ +OH-
式中，Kb为氨水的电离常数，c（NH4＋）和c（OH-）和c（NH3·
H2O）分别表示NH4＋、OH-和NH3·
H2O在电离平衡时的浓度。
由上述表示式可以看出,K值越大,离子浓度也越大,即表示该电解质较易电离。
所以，从Ka或Kb的大小可以判断弱酸和弱碱的相对强弱。
多元弱酸、弱碱的电离是分步进行的，各级电离都有相应的电离常数。
例如，H2CO3的电离
H2CO3 H++ HCO3-
HCO3-H++CO32-
一般来说，Ka1＞Ka2＞Ka3。
因此，多元弱酸的酸性主要由一级电离所决定。
不同的多元酸、碱只需比较它们的一级电离常数。
表3-1列出了几种常见弱电解质的电离常数。
电离常数和化学平衡常数一样，不随浓度的变化而变化，只与电解质的本性及温度有关。
且电离常数随温度的变化不大，在室温下，可以不考虑温度对电离平衡常数的影响。
表3-1一些弱酸和弱碱的电离平衡常数（25℃）
电解质
分子式
电离常数
醋酸
氢氰酸
氢氟酸
磷酸
甲酸
HAc
HCN
HF
H3PO4
HCOOH
1.79×
10－5
4.93xl0－7
3.533xl0－4
Ka1＝7.52×
10－3
Ka2＝6.23×
10－8
Ka3＝2.2×
10－13
1.77×
10－4
亚硫酸
氢硫酸
碳酸
氨水
H2SO3
H2S
H2CO3
NH3·
H2O
Ka1＝1.54×
10－2
Ka2＝1.02×
10－7
Ka1＝9.1×
Ka2＝1.1×
10－12
Ka1＝4.3×
Ka2＝5.6×
10－11
3.2.2电离度和稀释定律
不同的弱电解质在水溶液中的电离程度（如表3－2所示）是不相同的，有的电离程度大，有的电离程度小。
电离程度的大小可用电离度来表示。
电离度是指在一定条件下，弱电解质达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数的百分率，用符号α表示：
电离度的大小不仅与电解质的本性有关，还与溶液的浓度、温度及溶剂的极性等有关。
在相同的浓度下，不同弱电解质的α不同，α越小，电解质越弱;
同一种弱电解质，溶液越稀，a越大。
如在25℃时，0.1mol/LHAc电离度为1.33%，0.01mol/LHAc的电离度为4.2%，由于电离热效应不大，所以改变温度，a改变不大。
一元弱酸溶液，电离平衡时：
c（H+）=c（酸）·
α
而一元弱碱溶液，电离平衡时：
c（OH－）=c（碱）·
表3-2常见弱电解质的电离度
化学式
电离度％
0.01
8.0
4.24
亚硝酸
HNO2
1.33
7.16
设
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