2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
? 要点总结：压强改变平衡移动的方向取决于压强改变速率值较大的一方。增大压强，无论平衡
移动的方向如何，新平衡状态的速率值一定大于原平衡状态的速率值。
（4）催化剂对化学平衡的影响：
由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
若反应速率不变（如容积不变时充入惰性气体改变条件使用催化剂速率改变改变程度相同（v正=v逆）气体体积不变的反应改变压强浓度变化压强变化温度变化3、勒夏特列原理(平衡移动原理)
平衡不移动改变程度不（v正≠v逆）平衡移动 （1）化学平衡移动原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度），平衡就会向着减弱这种改变的方向移动。
原理内容：① 影响平衡的因素只有浓度、压强、温度三种； ② 该原理的适用范围是只有一项条件变化的情况；
③ 平衡移动的结果只能减弱（不可能抵消）外界条件的变化。例如，当原平衡体系中气体压强为P时，若其它条件不变，将体系压强增大到2P，当达到新的平衡时，体系压强不会减弱至P甚至小于P，而将介于P～2P之间。 具体地说就是：
增大浓度，平衡就会向着浓度减小的方向移动；减小浓度，平衡就会向着浓度增大的方向移动。 增大压强，平衡就会向着压强减小的方向移动；减小压强，平衡就会向着压强增大的方向移动。
升高温度，平衡就会向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡就会向着放热反应的方向移
31
动。
平衡移动原理对所有的动态平衡都适用，如对后面将要学习的电离平衡，水解平衡也适用。 三、等效平衡
1、概念：在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，对同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何同种物质的百分含量（体积分数、物质的量分数等）．．．．相同，这样的化学平衡称为等效平衡。
2、概念的理解：（1）只要是等效平衡，平衡时同一物质的百分含量（体积分数、物质的量分数等）．．．．一定相同
（2）外界条件相同：通常可以是①恒温、恒容，②恒温、恒压。 （3）平衡状态只与始态有关，而与途径无关：
①无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始； ②投料是一次还是分成几次；
③反应容器经过扩大—缩小或缩小—扩大的过程，）比较时都运用“一边倒”倒回到起始的．．．．．．．．．．．
状态进行比较。 ．．
专题3 溶液中的离子反应 第一单元 弱电解质的电离平衡
一、强电解质和弱电解质： 1、相关定义：
（1）电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。 备注：电解质自身不一定导电。
（2）非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。 （3）强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
（4）弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
物质 混和物
单质
纯净物 化合物 电解质 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、
H2O??
非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：① 电解质、非电解质都是化合物；
32
② SO2、NH3、CO2等属于非电解质；
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、电解质在水中的存在形态：
强电解质在水溶液中全部以离子形态存在，而弱电解质在水溶液中电离的趋势很小，主要以分子形态存在。如醋酸达到电离平衡时溶液中H+和CH3COO-很少，大部分以CH3COOH分子才形态存在。 4、常见的强电解质和弱电解质：
（1）离子化合物：都是强电解质，包括：绝大多数盐、强碱、活泼金属的氧化物等。 （2）具有极性键的共价化合物：
可能是非电解质（如CO2、NH3），可能是弱电解质（如CH3COOH），可能是强电解质（如HCl）；具有强极性键的共价化合物也可能是弱电解质（如HF）。 （3）常见的强电解质和弱电解质：
强酸：HCl、H2SO4等易溶的强电解质强电解质弱电解质强碱：NaOH、KOH等大部分盐：NaCl、Na2SO4等难溶的强电解质：难溶性的盐碱性氧化物及两性氧化物：CaO、CuO、Al2O3、ZnO等弱酸：H2S、HF、H2CO3、CH3COOH、HClO等弱碱：Fe(OH)2、Fe(OH)3、NH3﹒H2O两性氢氧化物：Al(OH)3、Zn(OH)2等水：H2O
备注：电解质的强弱与其溶解度无关。某些难溶（或微溶）于水的盐（如AgCl、BaSO4等），其溶解度很小，但其溶于水的部分却是完全电离的，仍属于强电解质。有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，故属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。 二、弱电解质的电离平衡：
1、电离平衡：在一定的条件下（如温度、压强），当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
2、弱电解质电离平衡状态的特征：
（1）动——电离过程与离子结合成分子过程始终在进行；
（2）等——弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等；
33
（3）定——溶液中各种离子和分子的浓度保持不变；
（4）变——当外界条件改变时，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 （5）吸——电离过程一般是吸热过程。 3、电离方程式的书写：
（1）含有原子团的物质电离时，原子团作为一个整体，不能分开；
（2）表示离子数目的数字要写在离子符号的前面，不能像化学式里写在右下角；
（3）酸、碱、盐电离出的阴、阳离子的个数与其化学式中相应原子或原子团的个数相同；离子所带电荷数应与其化合价相等；
???（4）强电解质用“＝＝”号，弱电解质用“???”号；
（5）多元弱酸分步电离，多元弱碱一步电离；强酸的酸式盐一步电离，弱酸的酸式盐分步电离，第一步把可逆，以后步步可逆，且一步比一步程度小； （6）溶液导电性与离子浓度和所带电荷有关。
注意：1）强酸的酸式盐在熔融和溶解条件下的电离方程式不同，如：
熔融时： NaHSO4＝＝ Na + HSO4 在溶液中：NaHSO4＝＝Na + H + SO4
2）弱酸的酸式盐受热易分解，一般没有熔融状态的电离方程式，在溶液中：
+--+2-??? NaHCO3＝＝ Na + HCO3 HCO3 ??? H + CO4
+
+
2-+
-
4、影响电离平衡的因素：
（1）内因：由电解质本身的结构决定，共价键极性越弱，电解质越弱，其电离程度越小。 （2）外因：温度、浓度、外加试剂等
① 温度：温度越高，电离程度越大。电离一般吸热，升温有利于电离。
② 浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 ③ 同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 ④ 发生化学反应：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 三、电离平衡常数和电离度
1、电离平衡常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）
表示方法：AmBn
mA+ nB
+
-
Ki=c(A)﹒c(B)/c(AmBn)
mn+nm-
34
如：CH3COOH?c(CH3COO)?c(H?) CH3COO?H Ka?c(CHCOO)H3??NH3?H2O2、理解电离常数：
?c(NH?)?c(OH)4 NH?OH Kb?c(NH3?H2O)?4?（1）电离常数的大小主要由物质的本性决定。 （2）电离平衡常数化是温度函数，温度不变K不变。
（3）同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 3、电离度：
概念：已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率，称为电离度，用α表示：
?=已电离的溶质分子数n（电离分子）c（电离分子）?100%=）?100%=）?100%原有溶质分子总数n（分子总数c（分子总数已电离的溶质分子数n（电离分子）c（电离分子）?100%=）?100%=）?100%
原有溶质分子总数n（分子总数c（分子总数?=四、水的电离平衡 1、水电离平衡：
H2O + H2O
H3O+ + OH 简写为：H2O
— H+ + OH
—
2、水的离子积常数：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1×10-14 100℃时， KW = 5.5×10-13 注意：① KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
② KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐） 3、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱 4、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离 KW＜1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的） ③易水解的盐：促进水的电离 KW ＞ 1*10-14
影响因素 条件改变 平衡移动 溶液中的c(H+) 溶液中的c(OH-) Kw 35