化学四大平衡.doc

中学化学平衡理论体系及勒夏特列原理得应用
中学化学教材中,有一个平衡理论体系,包括溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡、络合平衡等。化学平衡就是这一平衡理论体系得核心。系统掌握反应速率与化学平衡得概念、理论及应用对于深入认识其她平衡,重要得酸、碱、盐得性质与用途,化工生产中适宜条件得选择等,具有承上启下得作用;对于深入掌握元素化合物得知识,具有理论指导意义。正因为它得重要性,所以,在历年高考中,这一部分向来就是考试得热点、难点。
一、化学平衡理论
1、化学平衡定义:
2、勒夏特列原理:
3、勒夏特列原理得应用:
[讨论、归纳]
生产生活实例
涉及得平衡
根据勒原理所采取得措施或原因解释
1、接触法制硫酸
2SO2+O2 2SO3
通入过量得空气
2、合成氨工业
N2+3H2 2NH3
高压(20MPa-50MPa),及时分离液化氨气
3、金属钠从熔化得氯化钾中置换金属钾
Na + KCl NaCl + K↑
控制好温度使得钾以气态形式逸出。
4、候氏制碱法
NH3+CO2+H2O==NH4HCO3
NH4HCO3+NaClNaHCO3↓+NH4Cl
先向饱与食盐水中通入足量氨气
5、草木灰与铵态氮肥不能混合使用
CO32-+H2OHCO3-+ OH-
NH4++H2ONH3·H2O + H+
两水解相互促进,形成更多得NH3·H2O,损失肥效
6、配置三氯化铁溶液应在浓盐酸中进行
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
在强酸性环境下,Fe3+得水解受到抑制
7、用热得纯碱水洗油污或对金属进行表面处理
CO32-+H2OHCO3-+OH-
加热促进水解,OH-离子浓度增大
1、下列事实中不能用勒夏特列原理来解释得就是(    )
A、往硫化氢水溶液中加碱有利于S2-得增加             B、加催化剂有利于合成氨反应
C、合成氨时不断将生成得氨液化,有利于提高氨得产率。D、合成氨时常采用500℃得高温
2、已知工业上真空炼铷(熔融)原理如下:2RbCl +Mg == MgCl2 +2Rb(g),对于此反应得进行能给予正确解释得就是(    )
A、铷得金属活动性不如镁强,故镁可置换铷。B、铷得沸点比镁低,把铷蒸气抽出时平衡右移。
C、氯化镁得稳定性不如氯化铷强。         D、铷得单质状态较化合态更稳定。
3、在加热条件下,KCN 溶液中会挥发出剧毒得HCN,从平衡移动得角度来瞧,挥发出HCN得原因就是                                   。为了避免产生HCN,应采取得措施就是向KCN溶液中加入            。   
4、把FeCl3溶液蒸干并灼烧,最后得到得主要固体产物就是       其原因就是                。
5、把Al2(SO4)3溶液蒸干,最后得到得主要固体产物就是       其原因就是                 。
6、在泡沫灭火剂中放入得两种化学药品就是NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液,其灭火原理就是什么？
7、请解释:为什么生活中饮用得碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。
解释:碳酸型饮料中未溶解得二氧化碳与溶解得二氧化碳存在平衡:CO2(g) CO2(aq),打开瓶盖时,二氧化碳得压力减小,根据勒夏特列原理,平衡向释放二氧化碳得方向移动,以减弱气体得压力下降对平衡得影响。因此,生活中饮用得碳酸型饮料打开瓶盖倒入玻璃杯时会泛起大量泡沫。
二 、中学化学常见四大平衡
 1、[讨论、归纳] 常见化学平衡体系
化学平衡体系
化学平衡
溶解平衡
电离平衡
水解平衡
对象
有气体参加得可逆反应
气体或固体得水溶液
弱酸或弱碱溶液
水解得盐溶液
表达
aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)
AmBn(s)
mAn++nBm-
H2AHA-+H+
A-+H2OHA+OH-
平衡时特征
v(正)=v(逆);
转化率最大;
c、a、n%保持不变。
v(溶)=v(结);
溶液饱与;浓度最大且为S/(S+100)
电离度最大, pH值不变。
水解度最大,pH值不变。
体系中相关物质得浓度关系与平衡常数(K)相符合
平衡常数(K)
性质
反应吸(放)热,温度升高 K增大(减小)
溶解吸(放)热,温度升高K 增大(减小)
温度升高 K值大
温度升高 K值大
意义
K大转化率大,反应完全
K大溶解度大,浓度大。
K大电离度大,酸性强
K大水解度大。
平衡得移动
使体系中相关物质得浓度向等于平衡常数得方向移动
举例

[练习] 写出下列反应得平衡常数表达式:
1)Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq) 2)HAc(aq) H+(aq)+Ac-(aq)
3)CO+Cu2O Cu+CO2 4)CH3COOH+CH3CH2OH CH3COOCH2CH3+H2O
5)C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) 6)HCO3-(aq) H+(aq)+CO32-(aq)
2、常见四大平衡研究对象及举例
A、 化学平衡:可逆反应。如:; 加热不利于氨得生成,增大压强有利于氨得生成。
例1、竖炉冶铁工艺流程如图,使天然气产生部分氧化,并在特殊得燃烧器中使氧气与天然气燃烧CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g),催化反应室发生得反应为:CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) ∆H1=+216kJ/mol;CH4(g)+ CO2(g)2CO(g) + 2H2(g) ∆H2=+260kJ/mol(不考虑其她平衡得存在),下列说法正确得就是AD
A.增大催化反应室得压强,甲烷得转化率减小
B.催化室需维持在550～750℃,目得仅就是提高CH4转化得速率
C.设置燃烧室得主要目得就是产生CO2与水蒸气作原料气与甲烷反应
D.若催化反应室中,达到平衡时,容器中n(CH4)=amol,n(CO)=bmol,n(H2)=cmol,则通入催化反应室得CH4得物质得量为a+(b+c)/4
例2:一定条件下,向密闭容器中投入3mol H2与1mol N2,发生如下反应:N2+3H22NH3
1)完成v-t图
①1min 时达到平衡; ②第2分钟时加入N2,3分钟时重新达到平衡;
③第4分钟时升温,第5分钟时重新达到平衡;
④第6分钟时扩大容器体积,第7分钟时达到新得平衡
⑤第8分钟时加入催化剂; ⑥第9分钟时降温,第10分钟时重新达到平衡;
⑦第11分钟时移走NH3,第12分钟时重新达到平衡

2)反应正方向移动得时间段:_____________________________________;
3)反应逆方向移动得时间段_____________________________________;
4)达到平衡得时间段_____________________________________;
5)平衡时保持不变得物理量:_____________________________________;
A.c(N2) B.n(NH3) C.H2得转化率 D.压强
E.气体得平均摩尔质量 F.气体得密度 G.V正 H.V逆
【练习】1.(6分)将4 mol SO3气体与4 mol NO置于2 L容器中,一定条件下发生如下可逆反应(不考虑NO2与N2O4之间得相互转化):2SO3(g) 2SO2+O2、2NO+O2 2NO2
⑴当上述系统达到平衡时,O2与NO2得物质得量分别为n(O2)=0、1 mol、n(NO2)=3、6 mol,则此时SO3气体得物质得量为 。
⑵当上述系统达到平衡时,欲求其混合气体得平衡组成,则至少还需要知道两种气体得平衡浓度,但这两种气体不能同时就是SO3与 ,或NO与 (填它们得分子式)。
⑶在其它条件不变得情况下,若改为起始时在1 L容器中充入2 molNO2与2 molSO2,则上述两反应达到平衡时,c (SO2)平= mol/L。
1.(6分,每空2分)⑴0、2 mol ⑵SO2、NO2 ⑶1、9
2.在一个固定体积得密闭容器中,保持一定温度,进行以下反应:
H2(g)＋Br2(g)＝2HBr(g)已知加入1molH2与2molBr2时,达到平衡后生成 a mol HBr(见下表“已知”项)。在相同条件下,且保持平衡时各组分得质量分数不变,对下列编号(1)～(3)得状态,请填写表中空白:
编号
起始状态
平衡时HBr得物质得量(mol)
H2
Br2
HBr
已知
1
2
0
a
(1)
2
4
0

(2)

1
0、5a
(3)
m

2、(1)2a (2)0 0、5 (3)2(n-2m) (n-m)a
B、 电离平衡:弱电解质。如:; 加热促进电离,稀释电离度增大。
例.试用简单得实验证明,在醋酸溶液中存在着CH3COOH得电离平衡。
1、验证HAc就是弱电解质
方法
现象
解释
1、测定NaAc溶液得pH值

2、测定0、1mol/LHAc溶液得pH值

3、测定某HAc溶液得pH值,稀释100倍后再测pH值
pH1=3
pH2

4、HAc溶液中加入甲基橙,加入NH4Ac(s)
溶液呈 色
溶液颜色

5、等浓度得HAc与HCl做导电性实验
HCl 溶液灯泡
HAc溶液灯泡

6、等浓度得HAc与HCl,加入NaHCO3粉末
HCl 中反应速率
HAc中反应速率

7、取等体积、等pH值得HAc与HCl,加入足量得完全相同得Zn粉
HCl反应时间
HAc反应时间

2、水得电离
c(H+)H2O (mol/L)
可能得溶质
溶液可能得pH值
1×10-4
①

②

1×10-7

1×10-11
①

②

③

④

1、 液氨与水性质相似,也存在微弱得电离:2NH3 NH4++NH2-,其离子积常数K=c(NH4+)·c(NH2-)=2×l0-30,维持温度不变,向液氨中加入少量NH4Cl固体或NaNH2固体,不发生改变得就是( )
　A.液氨得电离度               B.液氨得离子积常数
　C.c(NH4+)　   　             D.c(NH2-)
2、 (4分)中学化学实验中,淡黄色得pH试纸常用于测定溶液得酸碱性。在25℃时,若溶液得pH=7, 试纸不变色;若pH〉7, 试纸变蓝色。而要精确测定溶液得pH,需要用pH计。pH计主要通过测定 溶液得c(H+),来测定溶液得pH。
(1)已知水中存在如下平衡:H2O+ H2O H3O++OH－; △H>0kJ·mol－1
现要使平衡向右移动,且所得得溶液呈酸性,选择得方法就是___________(填编号)
　　A、向水中加入NaHSO4                        B、 向水中加入Cu(NO3)2
　　C、 加热水至100℃[其中c(H+)=1×10－6mol·L－1]   D、 向水中加入(NH4)2SO4
(2)现要测定100℃沸水得pH及酸碱性,若用pH试纸测定,则试纸显_______色,溶液呈_____性(填酸、碱或中);若用pH计测定,则pH________7(填“大于”、“等于”或“小于”)
2、 (各1分) (1)BD (2) 红,中;小于
3、(8分) 重水(D2O)得离子积Kw=1、6×10 -15 mo12·L-2、,可以用pH一样得定义来规定 pD=-lg[D+],试求该温度下:
 ①重水得pD＝？
 ②含0、01molNaOD得D2O溶液1L,其pD=？
 ③溶解0、01molDCl得D2O溶液1L,其pD=？
 ④在100mL0、25mol、L-1得DCl重水溶液中,加入50mL0、2 mo1·L-1得NaOD得重水溶液,其pD=？
3、①[D+]=[OD-]=4×10-8mol、L-1pD=-lg[D+]=-lg4×10-8=8-2lg2≈7、4;
②pD=-lg[D+]=-lg16×10-14≈12、8;③pD=-lg[D+]=-lg0、01=2; ④[D+]=0、1(mol、L-1);pD=-lg[D+]=-lg0、1=1、

C、 水解平衡:弱酸盐或弱碱盐或弱酸弱碱盐。如:;△H>0配制溶液应加入少量酸防止水解。不断加热溶液,蒸干灼烧可得到固体。
【强化练习】1、在相同温度下,等体积等物质得量得浓度得4种稀溶液:①Na2SO4、②H2SO4、③NaHSO4、④Na2S中所含带电微粒数由多到少得顺序就是(PH？)
　A  ①=④>③=②    B  ④=①>③>②    C  ①>④>③>②    D 　④>①>③>②  
2.常温下,pH=5得H2SO4与Al2(SO4)3溶液中,水得电离度分别为α1与α2,则α1与α2得关系为 ,由水电离出得[H＋]之比为 。
3、 BiCl3水解生成BiOCl沉淀、
(1)写出水解反应得离子方程式_______________________
(2)医药上把BiOCl叫作次氯酸铋,该名称________(填“合理”或“不合理”),其理由就是 _________________ 、
(3)配制BiCl3溶液时,其方法就是__________________________、
(4)把适量固体BiCl3置于浓NaCl溶液可得到澄清溶液,其原因就是__________________
4.(3分)某温度下0、1mol/LNa2CO3溶液中c(Na+)/c(CO32-)=20/9,其原因就是_________________________。现往Na2CO3溶液中通入一定量得CO2后,c(Na+)/c(CO32-)=5/2,其原因就是________________________,此时c(HCO3-)得物质得量浓度为_________________________(体积变化忽略)。
1、D 2、α2=10000α1 1:104 一定物质得量得醋酸溶液冲稀100倍,测其PH(其它方法合理亦可)
3 、(1)BiCl3＋H2O＝BiOCl↓＋2HCl (2)不合理 因BiOCl中Cl呈－1价而非＋1
(3)将BiCl3溶于含适量HCl得蒸馏水中
(4)BiOCl＋H2OBiOCl＋2H+＋2Cl-,[Cl－]增大时,抑制了BiCl3水解
4.(各1分)CO32-水解,c(CO32-)减小;CO2与Na2CO3发生反应生成NaHCO3 0、12mol/L
D、 溶解平衡:气体或固体溶于水形成得饱与溶液中形成得平衡体系,通常为固体得溶解平衡
(1)气体得溶解平衡如:当加入NaCl、CaCO3等时平衡会发生移动。当收集、、、等气体时往往分别通过饱与得NaCl、NaHSO3、NaHCO3、NaHS等溶液以除去可能有得酸性气体,且抑制气体得溶解。
(2)固体得溶解平衡如:NaNO3(s) ;加热促进溶解;
Ca(OH)2(s) ;加热溶解度降低;反应得进行就是由于MgCO3存在溶解平衡:MgCO3(s) Mg2+(aq) + CO32-(aq),由于CO32-能水解,加热时CO32-得水解程度增大,促进了MgCO3得溶解,最终MgCO3转化成Mg(OH)2。
  例、 磷酸镁铵()就是一种重要得盐,难溶于水。化学上制备磷酸镁铵从反应原理瞧,就是用氯化镁溶液、磷酸氢二钠与氨水混合反应得方法。
       (1)写出制备磷酸镁铵反应得离子方程式:__________________________________。
       (2)在实际制备得反应中,要向混合液中加入适量得铵盐(),请分析说明加入铵盐得目得就是______________________________________________。
       分析:第(2)题应从得到得沉淀就是否纯净来考虑,因为氨水电离出得能与反应生成沉淀致使得到得磷酸镁铵不纯,加入铵盐可抑制得电离,防止产生沉淀。答案:(1)
       (2)抑制得电离,防止生成沉淀
【强化练习】
1.沉淀溶解平衡得研究对象就是__________,特点就是_______________________。
一定温度下,难溶电解质在水中达到平衡时,也存在着一个平衡常数,叫做____________或____________,用符号_________表示,溶度积只与____________与_____________有关,与________无关,反映了物质在水中得__________。对于难溶物电解质AmBn在水溶液中得沉淀溶解平衡,可以表示为:AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) Ksp=_______________________
影响沉淀平衡得因素有______________________________________。
2.由一种沉淀转化为另一种沉淀得过程称为________________,若难溶解电解质类型相同,则Ksp___________得沉淀易于转化为Ksp_________得沉淀;根据溶度积常数Ksp与浓度商QC得关系可以判断沉淀溶解平衡移动得规律,对于难溶电解质AmBn,浓度商QC表示为:QC= [An+] m[Bm-]n
若QC<Ksp_______________________________________________________,
若QC=Ksp_______________________________________________________,
若QC>Ksp_______________________________________________________。
3、 石灰乳中存在下列平衡Ca(OH)2(s) Ca2++2OH-,略改变下列条件,填“增大”、“减小”或“不变”
改变条件
平衡移
动方向
m[Ca(OH)2](s)
n(Ca2+)
c(OH-)
Ksp
S[Ca(OH)2](s)
加水

加热

加入NaOH(s)

加入Ca(OH)2(s)

加入CaO

通入NH3

加入NH4Cl(s)

通入Na2CO3

通入HCl

加入CaCl2(s)

4、下列说法正确得就是( )
A、在一定温度下AgCl得水溶液中,Ag+与Cl-浓度得乘积就是一个常数;
B、AgCl得Ksp=1、8×10-10 mol2·L-2,在任何含AgCl固体得溶液中,c(Ag+)=c(Cl-)且Ag+与Cl-浓度得乘积等于1、8×10-10 mol2·L-2;
C、温度一定时,当溶液中Ag+与Cl-浓度得乘积等于Ksp值时,此溶液为AgCl得饱与溶液;
D.向饱与AgCl水溶液中加入盐酸,Ksp值变大。
5、下列说法正确得就是( )
A、两难溶电解质作比较时,Ksp小得,溶解度一定小;
B、欲使溶液中某离子沉淀完全,加入得沉淀剂应该就是越多越好;
C、所谓沉淀完全就就是用沉淀剂将溶液中某一离子完全除净;
D、欲使Ca2+离子沉淀最完全,选择Na2C2O4作沉淀剂效果比Na2CO3好。
6、 纯净得NaCl并不潮解,但家庭所用得食盐因含有杂质而易于潮解。为得到纯净得氯化钠,有人设计这样一个实验:把买来得食盐放入纯NaCl得饱与溶液中一段时间,过滤即得纯净得NaCl固体。对此有下列说法,其中正确得就是(    )
       A、 食盐颗粒大一些有利于提纯 B、 设计实验得根据就是易溶于水
C、 设计实验得根据就是NaCl得溶解平衡 D、 在整个过程中,NaCl得物质得量浓度会变大
7、 试利用平衡移动原理解释下列事实:
       (1)FeS不溶于水,但能溶于稀盐酸中;(2)难溶于稀硫酸,却能溶于醋酸中;
       (3)分别用等体积得蒸馏水与0、010mol/L硫酸洗涤沉淀,用水洗涤造成得损失量大于用稀硫酸洗涤得损失量。
8、 FeS饱与溶液中存在溶解平衡:,常温下
=。
       (1)理论上FeS得溶解度为______________。
       (2)又知FeS饱与溶液中之间存在以下关系:×,为了使溶液里达到,现将适量FeS投入其饱与溶液中,应调节溶液中得为___________________。
  7、 (1),加入稀盐酸后,,破坏了FeS得溶解平衡,使上述平衡向正方向移动,故FeS溶解。
       (2),在稀硫酸中生成得微溶,附着在得表面,很难破坏得溶解平衡,故难溶于稀。而在醋酸中,=,破坏了得溶解平衡,故能溶于醋酸。
       (3),用水洗涤使得溶解平衡向正方向移动,造成得损失;而用洗涤,得存在抑制了得溶解,故损失量少。
8、分析:(1)由溶度积可知:
       即1L水中可溶解得硫化亚铁,可求出溶解度为
       (2)由于一定温度下,溶度积常数不随离子浓度改变而改变。故已知某离子浓度时,可利用溶度积常数求其她离子得浓度。
       ,则,又因氢离子与硫离子之间得平衡关系,可求出。
答案:(1)(2)
补充1、 已知反应能完全进行,则下列推断中,正确得就是( )
A、 溶液得pH＜7,将其蒸干并灼烧后,得到得残留物可能为BeO
B、 溶液得pH＞7,将其蒸干并灼烧后,得到得残留物可能为BeO
C、 既能溶于盐酸又能溶于烧碱溶液
D、 水溶液得导电性强,因此一定就是离子化合物
2.常温下已知两种一元弱酸HX与HY,已知向NaX溶液中通入CO2气体只能生成HX与NaHCO3,往NaY溶液中通入CO2可以生成HY与Na2CO3。有关叙述正确得就是
A.结合质子得能力:
B.酸性由强至弱:H2CO3＞HX＞HY C.溶液碱性:NaX＞Na2CO3＞NaY＞NaHCO3
D.NaX溶液中通入足量CO2后得离子浓度:
3、 已知pH=2得高碘酸(H5IO6)溶液与pH=12得NaOH溶液等体积混合,所得
混合液显酸性;0、01mol·L—1得碘酸(HIO3)或高锰酸(HMnO4)溶
液与pH =12得NaOH溶液等体积混合,所得混合液显中性。请回答下列问题:
(1)高碘酸就是 (填“强酸”或“弱酸”),理由就是
。
(2)已知高碘酸与硫酸锰(MnSO4)在溶液中反应生成高锰酸、碘酸与硫酸,此反应得氧化剂就是 ,反应得离子方程式可表示为:
。
3答案:弱酸 理由略 高碘酸 5H5IO6+2Mn2+= 11H++2MnO4-+5IO3-+7H2O