电子式也可表示离子化合物的形成过程，如氯化钙形成的电子式为：式子表示一个钙原子失去 2 个价电子，变成 8 电子稳定结构的正 2 价钙离子， 两个氯原子各得 1 个电子成为 8 电子稳定结构的负—价氯离子，负离子须加 方括号。钙离子和氯离子通过静电作用形成离子化合物氯化钙。
原子的核外电子排布式
表示原子核外电子在每个电子层中各个亚层排布情况的式子。书写电子 排布式时，要从左向右按电子层能量递增的顺序排列；每个电子层中的亚层 是按 s p d f 能量递增的顺序排列；各电子亚层上的电子数标在亚层符号的 右上角。例如氮原子的电子排布式为 1s22s22p3，它表示氮原子核外 7 个电子 的排布情况，第一电子层(1s2)2 个、第二电子层(2s22p3)5 个。铁原子的电 子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2，铁原子核外 26个电子，第一电子层(1s2)2 个、第二电子层(2s22p6)8个、第三电子层(3s23p63d6)14个、第四电子层(4s2)2 个。电子排布式的书写顺序与电子填入轨道的顺序不同，电子填入轨道的顺 序是按能级递增的顺序，例如铁原子的 8 个价电子是先进入能量较低的 4s 能级，后进入能量较高的 3d 能级。铁原子的电子排布式是按电子层顺序先写3d6，后写 4s2。已知元素的核外电子排布式，便可推断元素的原子序数、核 外电子总数、价电子构型以及它在周期表中的位置。元素所在的周期数等于 电子排布式中最高的电子层数，元素所在的族数等于价电子数，例如氮元素 处在第 2 周期、ⅤA 族，铁元素处在第 4 周期、Ⅷ族。
热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的化学方程式。例如：
2H2(气)+O2(气)=2H2O(气)+483.6 千焦
2H2(气)+O2(气)=2H2O(波)+517.6 千焦
书写热化学方程式时应注意：①热化学方程式的系数只表示各反应物和生成 物的物质的量，不表示微粒数，必要时，系数可用分数表示。②化学反应的 热效应与反应物和生成物的状态有关(如上例)，书写时必须将每种物质的状 态注在化学式后面。③放出的热量用“+”表示，吸收的热量用“-”表示； 热量的多少必须与化学方程式中所表示的物质的量对应。④化学反应的热效 应还与外界条件有关，应在方程式的等号上注明温度和压强。若不注明，则 表示温度为 298K、压强为 1.013×105 帕。
离子方程式
用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。它不仅表示一定物质 间的某个反应，而且表示了所有同一类型的离子反应。
书写离子方程式的基本步骤为：①写出有关反应的化学方程式。②可溶 性的强电解质(强酸、强碱、可溶性盐)用离子符号表示，其它物质仍用分子 式表示。微溶的强电解质应看其是否主要以自由离子形式存在，例如，石灰水中的 Ca(OH)2 写离子符号，石灰乳中的 Ca(OH)2 用分子式表示。③删去两边未参加反应的离子。④检查式子两边的各种原子的个数及电荷数是否相 等。
各种类型的离子方程式可按下列方法书写：①络合反应、盐类的水解反 应应直接写离子方程式。例如，氯化铁溶液跟硫氰化钾溶液反应：Fe3++SCN-[Fe(SCN]2+
碳酸钠水解：
②简单的复分解反应可直接写出离子方程式。注意：当反应物一边或生 成物一边有多种物质需用分子式表示时，应当写全，不可遗漏。例如，氢氧 化钡
与
硫
酸
铵
溶
液
共
热
：
可溶性酸式盐跟 强碱的反应比较复杂，应按基本步骤书写，否则易出错误。例如，磷酸二氢 钙溶液与足量烧碱溶液反应，以下离子方程式是错误的：应先写出化学方程式：
3Ca(H2PO4)2+12NaOH=Ca3(PO4)2↓+12H2O+4Na3PO4
再删去 Na+：
3Ca 2
6H PO
12OH
Ca
( PO )
12H O 4PO 3
2 4 3 4
2 2 4
③氧化还原类型的离子反应应按基本步骤书写，否则会出现多种错误。例如， 铁跟氯化铁溶液反应，以下写法是错误的(两边电荷不等)：Fe+Fe3+=2Fe2+
应先写出化学方程式：
再删去未反应的 Cl-：
Fe+2FeCl3=3PeCl2
Fe+2Fe3+=3Fe2+
再如，氯气跟溴化亚铁溶液的反应，以下写法均不正确：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl
2Br-+Cl2=Br2+2Cl
2Fe2++2Br-+2Cl2=2Fe3++Br2+4Cl
只有先写出化学方程式才能避免以上错误。正确书写方法为： 化学方程式：2FeBr2+3Cl2=2FeCl3+2Br2
离子方程式：
2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3++6Cl-+2Br2
电离方程式
表示电解质离解成自由离子的式子。在水溶液中，强电解质完全电离， 用等号表示，例如：
3+ 2
Al2 (SO4 ) 3 == 2Al + 3SO 4
弱电解质部分电离，存在电离平衡，用可逆号表示，例如：多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步为主，例如：多元弱碱的电离也是分步进行的，一般简化为一步，例如： 注意区别：①强酸的酸式盐和弱酸的酸式盐表示方法不同，例如：+ + 2
KHSO4 == K + H + SO4
+
NaHCO 3 == Na + HCO3
②复盐和络盐表示方法不同，例如：
+ 3+ 2
Kal(SO4 )2 == K + Al + 2SO4 （复盐）
+ 3
K3 [Fe(SCN)6 ] == 3K + [Fe(SCN) 6 ]
（络盐）
多数离子化合物在熔化时也能发生电离，表示方法如下：NaCl( 熔融) == Na + + Cl
K2 O(熔融) == 2K + O
电极反应式
在电化学装置中，表示原子或离子在电极上得失电子，发生氧化或还原 反应的式子。例如，Zn、Cu、稀 H2SO4 组成的原电池，电极反应式如下：负极：Zn—2e=Zn2+ (氧化反应) 正极：2H++2e=H2↑ (还原反应) 再如，用石墨做电极，电解硝酸银溶液的电极反应式如下： 阳极：4OH-—4e=2H2O+O2↑ (氧化反应)
阴极：4Ag++4e=4Ag (还原反应)注意：写电极反应式 时，两个电极上得失电子总数必须相等。将两个电极反应式相加，可得到总 反应式，例如，上述电解硝酸银溶液的总反应式如下：摩 尔
国际单位制中的基本单位之一，用于表示物质的量，简称摩，符号为 mol。1971 年第十四届国际计量大会规定：“摩尔是一系统的物质的量，该 系统中所包含的基本单元数与 0.012 千克碳—12 的原子数目相等。”“在使 用摩尔时应予以指明基本单元，它可以是原子、分子、离子、电子及其它粒 子，或是这些粒子的特定组合。”摩尔象一座桥梁把单个的、肉眼看不见的 微粒跟大数量的微粒集体、可称量的物质之间联系起来了。在化学计算中应 用摩尔十分方便。
摩尔浓度
用 1 升溶液中所含溶质物质的量表示的浓度，单位是摩/升，计算公式：溶质的物质的量（摩）
摩尔浓度
溶液的体积（升）
它是一种体积浓度，通过溶液的体积和摩尔浓度可直接求出溶质物质的量， 在实际应用中极为方便。在计算时应特别注意体积的单位。它与质量百分比 浓度的换算方法是：
1000
A%
摩尔浓度
摩尔质量
(摩 / 升)
公式中：ρ为溶液的密度，单位是克/厘米 3；A%为质量百分比浓度。由于 溶液的体积随温度升高而变大，故摩尔浓度随温度升高而变小。现摩尔浓度 已改称为物质的量浓度，用 CB 表示。
摩尔质量
1 摩尔物质的质量叫做该物质的摩尔质量，单位是克/摩，用 M 表示。定 义式为：物质的质量（克）
M = 物质的量（摩）
摩尔质量在数值上等于该物质的式量。此外，原子、离子等也有摩尔质量， 定义式和上述公式类似，单位仍为克/摩，数值上分别为原子量、离子的式量 等。
气体摩尔体积
在标准状况下，1 摩尔任何气体所占的体积都约为 22.4 升，这个体积叫 做该气体的摩尔体积，单位是升/摩。使用时应注意：①必须是标准状况。② “任何气体”既包括纯净物又包括气体混合物。③22.4 升是个近似数值。④ 单位是升/摩而不是升。
阿佛加德罗常数
0.012Kg12C 含有的碳原子个数称为阿佛加德罗常数，用 N0 表示，单位是 个/摩。1 摩尔任何物质均含 N0 个微粒。N0 的近似数值为 6.02×1023，可通 过单分子膜法、电解法等测出。
阿佛加德罗定律
同温同压下，相同体积的任何气体含有相同的分子数，称为阿佛加德罗 定律。气体的体积是指所含分子占据的空间，通常条件下，气体分子间的平 均距离约为分子直径的 10 倍，因此，当气体所含分子数确定后，气体的体积 主要决定于分子间的平均距离而不是分子本身的大小。分子间的平均距离又 决定于外界的温度和压强，当温度、压强相同时，任何气体分子间的平均距 离几乎相等(气体分子间的作用微弱，可忽略)，故定律成立。该定律在有气 体参加的化学反应、推断未知气体的分子式等方面有广泛的应用。
物质的量、质量、微粒数、气体体积、 摩尔浓度之间的相互关系它们之间的关系如下图：
从上图中看出，物质的量处于中心，它是联系其它各物理量的桥梁。
氧化还原反应
一种物质被氧化，同时另一种物质被还原的化学反应。人们对它的认识 分为三个阶段：①有得失氧的反应②有化合价升降的反应③有电子转移(包括 电子得失和共用电子对偏移)的反应。第一种认识仅限于有氧参加的反应；而 氧化还原反应的本质是电子转移，表面特征是元素化合价有升降。物质失电 子的反应叫做氧化反应，表现为所含元素化合价升高；物质得电子的反应叫 做还原反应，表现为所含元素化合价降低。在有机化学中，将有机物得氧或 失氢称为被氧化，得氢或失氧称做被还原。氧化还原反应的分类方法有：① 按元素间的作用分为不同物质中不同元素间的氧化还原、不同物质中同种元 素不同价态间的氧化还原、同种物质中不同元素间的氧化还原、同种物质中 同种元素的自身氧化还原等。②按反应微粒可分为分子与分子、分子与原子、 分子与离子、原子与原子、原子与离子、离子与离子等类的氧化还原。氧化 还原反应与化学反应四种基本类型之间的关系是：置换反应一定是氧化还原 反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，化合或分解反应不一定是氧化还 原反应。
氧化性与还原性
在反应中，物质具有得电子的性质叫做氧化性，该物质为氧化剂；物质 具有失电子的性质叫做还原性，该物质为还原剂。物质氧化性或还原性的强 弱由得失电子难易决定，与得失电子多少无关。比较不同物质氧化性或还原 性的强弱，主要有以下方法：①比较不同的氧化剂(或还原剂)跟同一还原剂 (或氧化剂)反应时，所需条件及反应的剧烈程度。例如，钠与水常温下剧烈 反应生成氢气，镁与冷水不易反应，加热时也能生成氢气，但较缓慢，说明 钠比镁的还原性强。②“强强制弱弱”原理，即较强的氧化剂和还原剂反应， 生成较弱的氧化剂和还原剂。例如，Fe3+可与 I-反应：2Fe3+ + 2I - == 2Fe2+ + I
2
氧化剂 还原剂 还原产物 氧化产物
说明 Fe3+比 I2 的氧化性强，I-比 Fe2+的还原性强。③比较不同的氧化剂(或还原剂)将同一还原剂(或氧化剂)氧化(或还原)的程度。例如，Cl2 可把 Fe氧化为+3 价，S 只能把 Fe 氧化成+2 价，说明 Cl2 比 S 的氧化性强；再如，HI 可把浓 H2SO4 还原成 H2S，HBr 只能将浓 H2SO4 还原成 SO2，说明 HI 比 HBr的还原性强。注意，氧化性或还原性的强弱不能由自身的变化决定，例如， 浓 HNO3 做氧化剂时，氮一般由+5 变为+4 价，稀 HNO3 做氧化剂时，氮一般由+5 变为+2 价，不能说稀 HNO3 比浓 HNO3 氧化性强。此外，物质的氧化性或还原性还与外界条件、浓度等因素有关，一般情况温度升高或浓度加大，物质 的氧化性或还原性增强。
常见的氧化剂和还原剂
氧化剂主要有：活泼的非金属单质，例如，F2、O2、Cl2、Br2、I2、N2、 S 等；某些金属的阳离子，例如，Fe3+、Ag+、Cu2+等；非氧化性酸，例如， 盐酸、稀硫酸等，它们做氧化剂时+1 价的氢得电子；氧化性酸，例如，浓 H2SO4、 浓 HNO3、稀 HNO3、HClO 等，它们的氧化性比非氧化性酸强，做氧化剂时中心 原子得电子；还有 KMnO4、K2Cr2O7、KNO3、Na2O2、MnO2 等。还原剂主要有：
2 1
金属单质；某些非金属单质，例如，C、H2 等；负价的非金属，例如，S 、 I等；+4 价的硫——SO2、H2SO4、亚硫酸盐；+2 价的铁等。此外，有些物质既可做氧化剂又可做还原剂，例如，Na2O2、H2O2、S、Fe2+、SO2 等。但它们以一种性质为主，Na2O2、H2O2、S 主要做氧化剂；Fe2+、SO2 主要做还原剂。
氧化还原反应中电子转移方向与 数目的判断及表示在氧化还原反应中，氧化剂得电子，表现为所含元素化合价降低；还原 剂失电子，表现为所含元素化合价升高；得失电子数与化合价升降数相等。 因此，电子转移的方向和数目可通过元素化合价的变化判断。在反应中，某 元素电子得失总数等于该元素一个原子化合价升降数乘以方程式系数。主要 表示方法有两种：①表示同一元素反应前后电子转移情况时，分别将氧化剂 与其产物、还原剂与其产物中相应的变价元素用直线连接起来，箭头从反应 物指向产物，线上标出得失电子总数，称为“双线桥法”。②表示氧化剂和 还原剂之间不同元素的电子转移情况时，将氧化剂中降价元素与还原剂中升 价元素用直线连接起来，箭头从还原剂指向氧化剂，线上标出电子转移总数， 称为“单线桥法”。例如，铁与氯气的反应。双线桥法：单线桥法： 通常情况用单线桥法表示比较简单，且易判断出氧化剂和还原剂(箭头所指为氧化剂)。在同种元素发生自身氧化还原反应时，用双线桥法表示比较明确， 例如，过氧化钠跟水反应。
氧化还原方程式的配平
较复杂的氧化还原反应，通常用化合价升降法配平。现以 Cu2S 与稀 HNO3
的反应为例说明配平方法：
①标出变价元素的化合价。
②计算氧化剂和还原剂的一个微粒化合价变化总数。
③利用最小公倍数法使氧化剂和还原剂的化合价升降总数相等，配出氧 化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
3Cu2S+10HNO3──6Cu(NO3)2+3H2SO4+10N0+H2O
④用观察法配平其它物质的系数。
3Cu2S+22HNO3 6Cu(NO3)2+3H2SO4+10N0+8H2O
注意：对于分解类型的氧化还原反应、同种元素的自身氧化还原反应等， 应用产物计算化合价升降，先配出产物的系数，再配出氧化剂、还原剂及其 它物质的系数。例如，下列的反应：
2 0
+1
-3 +5
CuSO4 + P + H 2 O──Cu 3 P+ H 3 PO 4 + H 2SO 4
反应物中 P 的化合价变化不易计算，在产物中，Cu3P、H3PO4 分别为降 6
价、升 5 价，可确定 Cu3P 和 H3PO4 的系数分别为 5、6，方程式可配平：15CuSO4+11P+24H2O 5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4
此外，氧化还原反应的配平方法还有：离子电子法、待定系数法等。例 如，用待定系数法配平下列反应：H2S+KIO3+KI──I2+K2SO4+H2O
首先根据 H、S 原子个数分析，H2S、K2SO4、H2O 的系数应相等。设 H2S 的系
数为 x，KIO3 的系数为 y，则有：
xH2S+yKIO3+KI──I2+xK2SO4+xH2O
再根据氧原子个数列出以下方程式：
3y=4x+x
它的最简整数解为：x=3，y=5。然后代入化学方程式，即可配平：3H2S+5KIO3+KI=3I2+3K2SO4+3H2O
胶 体
分散质直径在 10-9～10-7m 之间的分散系。由于胶体分散质的微粒质量 小，且带有同种电荷，一般情况下不会聚集成较大的颗粒而发生沉降或分层 现象，因此胶体是较稳定的分散系。按分散质的不同，可把胶体分为粒子胶 体(如氢氧化铁胶体、硅酸胶体)和分子胶体(如淀粉胶体、蛋白质胶体)；按 分散剂的状态，又可把胶体分为气溶胶(如烟、雾)、液溶胶(如氢氧化铁胶体、 碘化银胶体)、固溶胶(如有色玻璃、烟水晶)。胶体在外观上透明，均一，和 真溶液相似，可通过丁达尔现象鉴别。制备胶体的方法主要有化学凝聚法和 物理分散法。除去胶体中的杂质分子或离子用渗析法。胶体的知识对工农业 生产、科研、动植物生理现象的解释等方面意义十分重要。胶体化学是化学 的一个分支。参看胶体的性质。
胶体的性质
由于胶体中分散质微粒的直径在 10-9～10-7m 之间，且带有同种电荷，故 表现出以下性质：①光学性质——丁达尔现象 用一束光照射胶体，由于胶粒 对光的散射作用，从垂直入射光线的方向可看到一条光亮的通路。②热力学 性质——布朗运动 胶粒受到许多分散剂分子的作用，由于合力不为零，在显 微镜下能看到胶粒作不停的、无规则的运动。③电学性质——电泳由于胶粒 带有正电荷或负电荷，在外加电场的作用下，胶粒可向阴极或阳极做定向运 动。④胶体的凝聚 在一定条件下，使胶粒聚集成较大颗粒而沉降下来的现象 叫做胶体的凝聚。主要方法有：a.加热；b.加入某些电解质；c.两种胶体的 胶粒带异号电荷，混合后可共同凝聚。此外，胶体分散质微粒可透过滤纸而 不能透过半透膜。
化学反应速度
化学反应快慢的量度①。一般用单位时间内反应物浓度的减小或生成物 浓度的增加表示，单位是摩/升·秒、摩/升·分等。用不同物质浓度的变化 表示同一化学反应的速度时，不论是浓度的增加还是减少，均取正值，且数 值上与方程式系数成正比。反应速度的快慢，主要由反应物的性质决定，还 受温度、压强、反应物浓度、催化剂等影响。将某段时间内反应速度的平均 值称为平均速度，某时刻的速度称为即时速度。对于可逆反应，单位时间内， 反应物浓度的减少或生成物浓度的增加叫正反应速度，生成物浓度的减少或 反应物浓度的增加叫逆反应速度，正、逆反应速度的综合结果叫总反应速度。
外界条件对化学反应速度的影响
主要因素有：①温度 其它条件不变时，对于绝大多数反应，升高温度， 反应速度加快。一般情况，每升高 10℃，速度增大 2～4 倍。②压强 其它条 件不变时，对于有气体参加的反应，增大压强，反应速度加快。③浓度 其它 条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速度加快。注意，浓度因素仅适 用于气体或溶液状态的反应物，不适用于固体反应物。④催化剂 其它条件不 变时，使用催化剂，可加快化学反应速①化学反应速度，严格地讲，化学反应速度应称做化学反应速率。度。 注意，催化剂可分为正催化剂——能加快其它物质的反应速度、负催化剂(又 称阻化剂)——能减慢其它物质的反应速度，通常所说的催化剂一般为正催化 剂。此外，光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物颗粒的大小、扩散 速度、溶剂等也影响某些化学反应的速度。对于可逆反应来说，外界条件的 改变同时影响正反应速度和逆反应速度，对于未达平衡的可逆反应，正、逆 反应速度的加快可缩短达到平衡的时间，相当于加快了总反应的速度。
可逆反应
在同一个条件下，既能向正反应方向又能向逆反应方向进行的化学反 应。绝大多数化学反应均有一定的可逆性，只有少数反应只朝一个方向进行。 在书写化学方程式时，对于典型的可逆反应用表示，例如，合成氨的 反应：对于基本上朝正反应方向进行的用表示，例如，盐酸跟氨水的反应： HCl+NH3·H2O=NH4Cl+H2O注意：氯化铵跟水的反应，一般程度不大，应用可逆号： NH4Cl+H2O NH3·H2O+HCl可逆反应必须是在同一条件下进行的，否则不属于可逆反应。例如：CaCO3CaO+CO2↑ 可逆反应是建立化学平衡的前提。
化学平衡状态
在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速度相等，反应混合物 中各组成成分的百分含量保持不变的状态。对化学平衡状态的理解，可用 “逆”、“等”、“定”、“同”、“变”等 5 个字加以概括。逆：指化学 平衡的研究对象是可逆反应。等：指正、逆反应速度相等，表明化学平衡是 一种动态平衡，反应并没有停止。定：指反应混合物中各组成成分的百分含 量一定，它是正、逆反应速度相等的必然结果。同：指在相同条件下，可逆 反应不论从正反应开始进行还是从逆反应开始进行，可达同一平衡状态。变： 指外界条件改变时，平衡状态可能发生改变，即平衡发生移动。
化学平衡与化学反应速度的内在联系
化学平衡是动态平衡，可逆反应是否处于平衡状态，决定于某时刻正反 应和逆反应的即时速度，二者相等时为平衡状态，二者不等时为非平衡状态。 当正反应的即时速度比逆反应大时，反应物浓度逐渐减少，生成物浓度逐渐 增加，使正反应速度减小，逆反应速度增大，直至二者相等达平衡状态，该 过程叫平衡正向移动。同理，当逆反应即时速度比正反应大时，平衡逆向移 动。对于处在平衡状态的可逆反应，条件改变后，直接影响正反应和逆反应 的即时速度。二者变化率不同，即正、逆反应速度不等，则引起平衡移动； 二者变化率相同，正、逆反应速度仍然相等，平衡不移动。
勒沙特列原理
又称化学平衡移动原理，由法国化学家勒沙特列提出。原理的内容是： 如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、温度、压强等)，平衡就向能够 减弱这种改变的方向移动。例如，在合成氨反应中
N2+3H2 2NH3+Q
其它条件不变时，若减小氨气的浓度，则平衡向合成氨的方向移动，使 氨气的浓度有所增大，对氨气浓度的减小起减弱作用；若升高温度，平衡向 吸热方向移动，以减弱温度的升高；若增大压强，平衡向气体体积缩小的方 向移动，使反应混合物的总物质的量减少，以减弱压强的增大。在化工生产 中，利用这一原理，可选择反应的适宜条件，达到提高产率增加经济效益的 目的。
浓度对化学平衡移动的影响
可逆反应达平衡时，正、逆反应速度相等。其它条件不变，增加某种反 应物的浓度时，正反应的即时速度增大，逆反应的即时速度不变，使得正反 应速度大于逆反应速度，平衡正向移动。随之，正反应的即时速度逐渐减小， 逆反应的即时速度逐渐增大，当二者相等时，达到新的平衡状态。同理，其 它条件不变时，减小某反应物的浓度平衡逆向移动，增大某生成物的浓度平 衡逆向移动，减小某生成物的浓度平衡正向移动。浓度对化学平衡移动的影 响可分别用以下曲线表示：①增大反应物浓度
②减小反应物浓度
③增大生成物浓度
④减小生成物浓度
温度对化学平衡移动的影响
可逆反应达平衡时，正、逆反应速度相等。其它条件不变，升高温度时， 正、逆反应的即时速度均增大，但吸热方向速度增大的倍数多，使平衡朝吸 热的方向移动。随之，吸热方向的速度逐渐减小，放热方向的速度逐渐增大， 二者相等时，达到新的平衡。其它条件不变，降温时，正、逆反应的即时速 度均减小，但吸热方向速度减小得更多，使平衡朝放热方向移动。温度对化 学平衡移动的影响可分别用下列曲线表示：①升温
②降温
从曲线可以看出：温度对吸热方向的速度影响较大。
压强对化学平衡移动的影响
可逆反应达平衡时，正、逆反应速度相等。其它条件不变，对于有气体 参加或生成的反应，压强增大，正、逆反应的即时速度均增大，但缩小体积 方向的速度增大的倍数多，使平衡向缩小体积的方向移动。随之，缩小体积 方向的速度逐渐减小，增大体积方向的速度逐渐增大，二者相等时，达到新 的平衡。其它条件不变时，压强降低时，正、逆反应的即时速度都减小，但 缩小体积方向的速度减小得更多，使平衡向增大体积的方向移动。压强对化 学平衡移动的影响可分别用下列曲线表示：①升压
②降压
由曲线可以看出：压强对缩小体积方向的速度影响较大。
强电解质
在水溶液中全部电离成自由离子的化合物。它们的电离是不可逆的，不 存在电离平衡。离子化合物(如强碱、大多数盐)和多数具有强极性键的共价 化合物(如强酸)属于强电解质。注意：①大多数复盐、络盐、络碱、络酸属 于强电解质。②许多难溶的盐，溶于水的部分全部电离，仍属于强电解质。 如 AgCl、BaSO4 等。
弱电解质
在水溶液中部分电离成自由离子的电解质。它们的电离是可逆的，存在 电离平衡。某些具有极性键的共价化合物，例如：水、弱酸、弱碱和少数盐 类属于弱电解质。注意：①难溶的弱酸、弱碱，溶于水的部分仍存在电离平 衡，属于弱电解质。②少数可溶性盐，例如：HgCl2、Pb(AC)2 等，不是离子 化合物，属于弱电解质。
电离平衡
多数弱电解质为含有较弱极性键的共价化合物，溶解后，受到水分子的 作用，只有部分分子发生电离；同时，电离出的阴阳离子在水中碰撞时，又 能重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的，在一定条件下，分子 的电离和离子结合成分子的速度相等，称作电离平衡。在一般浓度下，弱电 解质主要以分子形成存在于溶 液中。注意，难溶的弱电解质溶于水的部分存 在电离平衡，难溶的强电解质溶于水的部分全部电离，不存在电离平衡。影 响电离平衡的因素除了溶质、溶剂的性质外，还有温度、浓度等外界条件。 升温或加水稀释都能使电离平衡向正方向移动。
电离度
弱电解质在溶液中达电离平衡时，已由离的电解质分子数占原有电解质 分子数的百分数称为该电解质的电离度，用α表示：已电离的电解质分子数
α
溶液中原有电解质的分子数
×100%
将公式中分子和分母中的“分子数”换成“物质的量”或“摩尔浓度”计算 时更为方便。电离度的大小由电解质本身的性质及外界条件决定。对于同一 种电解质，温度越高、溶液越稀电离度越大。在温度和浓度相同的条件下， 可根据电离度的大小比较不同弱电解质的相对强弱——电离度大的电解质相 对较强。电离度常用于弱酸、弱碱的 pH 值计算。
水的电离和水的离子积
水是一种极弱的电解质，水分子间互相作用，发生微弱的电离， H2O+H2O H3O++OH
可简写为：H2O H++OH
实验测得，在 25℃时，纯水中：
[H+]=[OH-]=1×10-7 摩/升 水的电离是吸热的，温度升高，电离平衡正向移动，H+和 OH-浓度同时增大。在酸性或碱性溶液中，水的电离平衡被破坏，使得 H+和 OH-浓度不等。 实验证明，温度一定时，不论在纯水还是稀溶液中，H+浓度和 OH-浓度的乘积是一个定值，该数值称作水的离子积常数，简称水的离子积，用 Kw 表示：Kw=[H+][OH-]
25℃时，Kw 为 1×10-14。温度升高，Kw 增大。注意，Kw 不适用于浓溶液。
水溶液的 pH 值
用于表示水溶液酸碱度的数值。定义式为：
pH=-lg[H+]
pH 值越小，溶液酸性越强；pH 值越大，溶液碱性越强。25℃时，pH 值一般 在 0～14 之间，pH 值等于 7 时，溶液为中性。当 H+的浓度大于 1 摩/升时， pH 值为负数，一般不用 pH 值表示溶液的酸碱度，而直接用 H+的浓度表示。 此外，OH-浓度的负对数，称为水的 pOH 值，有以下关系：pOH=-lg[OHˉ]
25℃时：pH+pOH=14
pH 值的测定和控制对生产、生活、科研有重要意义。粗略测定溶液的 pH 值 用 pH 值试纸，精确测定溶液的 pH 值用 pH 计。
酸碱指示剂
在 pH 值不同范围内显示不同颜色的物质。用于指示中和滴定的终点和测 定溶液的 pH 值范围等。它们一般为有机弱酸或有机弱碱。常用指示剂有酚 酞、石蕊、甲基橙等。指示剂变色原理如下(HIn 表示有机弱酸)：HInIn +H+
HIn 和 In? 颜色不同，当 HIn 的浓度大于 In? 的浓度 10 倍时，溶液显 HIn 的 颜色，反之显 In? 的颜色，它们的浓度之比在 0.1～10 之间时，显二者的混 合色。当溶液的 pH 值改变时，引起上述电离平衡的移动，可显示出不同颜色。 指示剂显混合色的 pH 值范围，称为该种指示剂的变色范围。酚酞、石蕊、甲 基橙在不同 pH 值范围内显示的颜色如下表：pH 值及显色的颜色
酚酞
0 ～ 8 无色
8 ～ 10 浅红色
10 ～ 14 红色
石蕊
0 ～ 5 红色
5 ～ 8 紫色
8 ～ 14 蓝色
甲基橙
O ～ 3.1 红色
3.1 ～ 4.4 橙色
4.4 ～ 14 黄色
中和滴定时，指示剂用量太多，不但颜色变化不明显，而且可能引起误差， 一般在 50ml 溶液中加 2～3 滴即可。
盐类的水解
在溶液中，盐电离出的离子跟水电离出的 H+或 OH? 生成弱电解质的反 应。盐类水解的必要条件是：必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。因此， 强酸跟弱碱所生成的盐、强碱跟弱酸所生成的盐、弱碱跟弱酸所生成的盐都 能水解，而强酸跟强碱所生成的盐不水解。酸越弱，越难电离，对应的酸根 离子越易与 H+结合成分子，因此酸根的水解越强烈；同理，碱越弱，对应的 弱碱阳离子水解越强烈。综上所述，盐类水解的规律可概括为：遇“弱”水 解，越“弱”水解越强烈。此外，弱酸跟弱碱所生成的盐，阴、阳离子均水 解，二者互相促进，水解比较强烈。
强酸弱碱盐的水解
强酸弱碱盐溶于水电离出弱碱阳离子，它跟水电离出的 OH? 结合成难电 离的弱碱，破坏了水的电离平衡。随着 OH+浓度减小，水的电离平衡正向移 动，从而使溶液中的 H+浓度大于 OH? 浓度，溶液显酸性。水解过程表示如下 (以 NH4Cl 为例)：(参看盐类水解反应的表示方法)
弱酸强碱盐的水解
弱酸强碱盐溶于水电离出弱酸根离子，它跟水电离出的 H+结合成难电离 的弱酸分子(或酸式酸根离子)，破坏了水的电离平衡。随着 H+浓度减小，水 的电离平衡正向移动，从而使溶液中的 OH? 浓度大于 H+浓度，溶液显碱性。 水解过程表示如下(以 CH3COONa 为例)：(参看盐类水解反应的表示方法)
盐类水解反应的表示方法
通常条件下，大多数盐类的水解反应是可逆的，存在着水解平衡；且水 解的程度不大，生成弱酸或弱碱的浓度很小，不会形成沉淀或气体。因此， 在书写反应式时，应用号表示，不应注“↓”或“↑”符号。因为盐 类水解的实质是它电离出的离子跟水分子之间的反应，所以一般用离子方程 式表示，根据离子方程式可写出相应的化学方程式。①强碱弱酸盐 实质是弱 酸根离子与水分子的反应。一元弱酸盐水解的反应式如下(以醋酸钠为例)：CH3COO? +H2O CH3COOH+OH?
CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH
多元弱酸盐的水解是分步进行的，弱酸根离子每步结合一个 H+，先生成酸式 酸根，酸式酸根再水解形成酸分子。例如，碳酸钠水解：注意：多元弱酸盐的水解以第一步为主，下列表示方法是错误的：②强酸弱碱盐 实质是弱碱阳离子与水分子的反应。元弱碱盐水解的反应式 如下(以氯化铵为例)：多元弱碱盐的水解也是分步进行的，一般简化为一步进行，例如，硫酸铁的 水解：Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
Fe2(SO4)3+6H2O 3Fe(OH)3+3H2SO4
此外，有些弱酸盐跟弱碱盐两种溶液混合，水解互相促进，反应朝一个 方向进行，出现沉淀和气体，反应式应用号表示，且标出“↓”和 “↑”符号。例如，硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液混合：再如，氯化铝溶液与偏铝酸钠溶液混合：
盐类水解平衡的移动及其应用
盐类水解程度的大小主要由本身性质决定，同时受外界条件影响：①温 度盐类的水解反应可看做是中和反应的逆反应，因此是吸热的，升温可促进 水解。②浓度 加水稀释可促进水解。③溶液的 pH 值 盐类水解后，溶液多数 显酸性或碱性，因此，加入酸、碱等可抑制或促进水解。④在溶液中，弱酸 根离子和弱碱阳离子同时水解时，可互相促进。
盐类的水解对生产、生活、科研等有重要意义。例如：利用硫酸铝和碳 酸氢钠的双水解，可生成二氧化碳，用做泡沫灭火剂；利用碳酸钠水解显碱 性，用于洗涤油污(升温促进水解，热的纯碱溶液去污力更强)；利用氯化铁 溶液滴入沸水中制备氢氧化铁胶体。盐类水解有时会带来危害，应加以
抑制或防止。例如，草木灰(主要成分 K2CO3)与铵
2- +
