高中化學(xué)反應(yīng)原理知識點

　　一、化學(xué)平衡

　　弱電解質(zhì)的電離、鹽類的水解、難溶電解質(zhì)的溶解等問題都涉及化學(xué)平衡的理念，基于此，研究這類問題，我們要從平衡的角度出發(fā)，運用化學(xué)平衡的觀念分析問題�；瘜W(xué)平衡的研究對象是一定條件下的可逆反應(yīng)，而弱電解質(zhì)的電離、鹽類的水解、難溶電解質(zhì)的溶解等都是可逆反應(yīng)，在水溶液中的行為都表現(xiàn)為一種動態(tài)的平衡，這些平衡可看作化學(xué)平衡中的一種特例（水溶液中的化學(xué)平衡），因此它們有化學(xué)平衡的共性，也有其鮮明的個性。

　　1．弱電解質(zhì)的電離（以CH3COOH的電離為例）

　�。�1）弱電解質(zhì)的電離：CH3COOHCH3COO—+H+。

　�。�2）電離平衡常數(shù)：用K表示，CH3COOH的電離平衡常數(shù)可表示為K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。

　　注意：電離平衡常數(shù)只隨溫度的變化而改變，不隨參與電離平衡的分子和各離子的濃度變化而變化。K電離表達(dá)式中的各濃度指平衡時的濃度。通常都用在25℃的電離常數(shù)來討論室溫下各種弱電解質(zhì)溶液的平衡狀態(tài)。多元弱酸是分步電離的，它的每一步電離都有相應(yīng)的電離常數(shù)，通常用K1、K2、K3等表示，其大小關(guān)系為K1＞K2＞K3，一般都要相差104～105倍。

　�。�3）弱電解質(zhì)電離的特點：

　�、俟残蕴攸c：動（動態(tài)平衡）、定（各微粒的含量保持不變）、等（電離的速率等于離子結(jié)合成分子的速率）、變（條件改變，平衡發(fā)生移動）。

　　②個性特點：電離過程吸熱；電離程度較小。

　�。�4）外界條件對電離平衡的影響：

　　①濃度：增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡向右移動，溶質(zhì)分子的電離程度減�。辉龃箅x子的濃度，電離平衡向左移動，溶質(zhì)分子的電離程度減小。

　　②溫度：升高溫度，電離平衡向右移動，溶質(zhì)分子的電離程度增大；降低溫度，電離平衡向左移動，溶質(zhì)分子的電離程度減小。

　　注意：區(qū)分電離平衡移動與電離程度變化的關(guān)系，電離平衡移動的方向利用化學(xué)平衡移動原理來分析，而電離程度是一個相對值，即使電離平衡向右移動，電離程度也不一定增大。例如，增大弱電解質(zhì)的濃度，電離平衡向右移動，但未電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)目增加更大，溶質(zhì)分子的電離程度減小反而減小。

　　2．鹽類的水解

　�。�1）鹽類水解的實質(zhì)：鹽電離出的弱離子（弱酸根離子或弱堿陽離子）和水所電離出的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，從而使溶液呈現(xiàn)出酸性或堿性。

　�。�2）鹽類水解的規(guī)律：

　　判斷鹽類是否發(fā)生水解以及水解后溶液的酸堿性，要看鹽的離子對應(yīng)的酸或堿的相對強弱。水解規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性，同強顯中性。”

　�。�3）鹽類水解的特點：

　�、俟残蕴攸c：動（動態(tài)平衡）、定（各微粒的含量保持不變）、等（離子水解的速率等于分子電離的速率）、變（條件改變，平衡發(fā)生移動）。

　　②個性特點：鹽類的水解過程是吸熱的；鹽類的水解程度一般都很小。

　　（4）鹽類水解方程式的書寫：

　　①鹽類的水解一般是微弱的，而且反應(yīng)是可逆的，故書寫鹽類水解反應(yīng)離子方程式時要用“”，且水解生成的難溶物及氣體，一般不標(biāo)“↓”或“↑”（雙水解反應(yīng)除外）。例如FeCl3水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

　　②多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，且以第一步為主，而多元弱堿鹽的水解是一步完成的。

　�。�5）外界條件對鹽類水解的影響：

　�、贉囟龋蝴}的水解是吸熱過程，故升高溫度有利于鹽的水解。例如，在Na2CO3溶液中加2滴酚酞試液，將溶液加熱后，其紅色加深。

　�、跐舛龋涸龃篼}的濃度，根據(jù)平衡移動的原理，可使水解平衡向正反應(yīng)方向移動，但鹽的總量增大，水解的百分?jǐn)?shù)(即轉(zhuǎn)化率)反而減小。鹽的濃度增大，鹽溶液的H+或OH—濃度增大，酸性或堿性會隨之增強，例如0.1 mol/L的Na2CO3溶液的堿性要比0.01 mol/LNa2CO3溶液的堿性強。

　�、廴芤旱乃釅A性：水解顯酸性的鹽溶液中加入堿，肯定促進(jìn)鹽的水解；水解顯酸性的鹽溶液中加入較強的酸，肯定抑制鹽的水解。同理水解顯堿性的鹽溶液中加入酸，會促進(jìn)鹽的水解；水解顯堿性的鹽溶液中加入較強的堿，會抑制鹽的水解。例如，配制FeCl3、AgNO3溶液時常加入少量相應(yīng)的酸來抑制鹽的水解，以防產(chǎn)生氫氧化物的沉淀。例如：不同條件對FeCl3水解平衡的影響：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

　　3．難溶電解質(zhì)的溶解

　�。�1）溶解平衡：對于難溶電解質(zhì)AmBn來說，存在平衡 AmBn(s)mAn+(aq)+nBm—(aq)。

　�。�2）溶度積常數(shù)：

　　在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中各組分離子濃度冪的乘積為一常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積，用符號“Ksp”表示。對于難溶電解質(zhì)AmBn的溶解平衡：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm—(aq)，其溶度積常數(shù)為Ksp＝[c(An+)]m·[c(Bm—)]n，這里c(An+)與c(Bm—)為平衡濃度。

　　注意：Ksp與物質(zhì)的濃度無關(guān)，與溫度有關(guān)，與化學(xué)方程式的寫法有關(guān)，例如：Cu(OH)2(s)Cu2+(aq)+2OH－(aq)的溶度積為Ksp＝c(Cu2+)·c2(OH—)，而1/2Cu(OH)2(s) 1/2Cu2+(aq)+OH－(aq)的溶度積為Ksp2＝c1/2(Cu2+)·c(OH—)，顯然Ksp＝(Ksp2)2。

　�。�3）溶解平衡的特點：

　�、俟残蕴攸c：動（動態(tài)平衡）、定（各微粒的含量保持不變）、等（溶解的速率等于電離的速率）、變（條件改變，平衡發(fā)生移動）。

　�、趥�性特點：溶解過程是吸熱的；溶解程度都較小。

　　（4）溶度積規(guī)則：

　　某難溶電解質(zhì)的溶液中任一情況下有關(guān)離子濃度的乘積Qc（離子積），則Qc＝[c(An+)]m·[c(Bm—)]n，這里c(An+)與c(Bm—)為任意濃度，不一定是平衡濃度。

　�、佼�(dāng)Qc＞Ksp時，溶液達(dá)到過飽和狀態(tài)，溶液中有沉淀析出，直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡；

　�、诋�(dāng)Qc＝Ksp時，溶液達(dá)到飽和狀態(tài)，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；

　　③當(dāng)Qc＜Ksp時，溶液未飽和，溶液中無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和，達(dá)到新的平衡。

　　（5）外界條件對溶解平衡的影響：

　　溶解平衡主要受溫度的影響，一般來說，溫度升高，難溶電解質(zhì)的溶解平衡向右移動，溶解與電離程度增大。

　　二、化學(xué)守恒

　　守恒是化學(xué)反應(yīng)過程中所遵循的基本原則，在水溶液中的化學(xué)反應(yīng)，會存在多種守恒關(guān)系，如電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒等。

　　1．電荷守恒關(guān)系：

　　電荷守恒是指電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，電解質(zhì)溶液必須保持電中性，即溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等，用離子濃度代替電荷濃度可列等式。常用于溶液中離子濃度大小的比較或計算某離子的濃度等，例如：

　　①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)＝c(OH－) +2c(CO32－)+c(HCO3－)；

　�、谠�(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)＝c(OH－) +c(SO42—)。

　　2．物料守恒關(guān)系：

　　物料守恒也就是元素守恒，電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。

　　可從加入電解質(zhì)的化學(xué)式角度分析，各元素的原子存在守恒關(guān)系，要同時考慮鹽本身的電離、鹽的水解及離子配比關(guān)系。例如：

　�、僭贜aHCO3溶液中：c(Na+)＝c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)；

　�、谠贜H4Cl溶液中：c(Cl－)＝c(NH4+)+c(NH3·H2O)。

　　3．質(zhì)子守恒關(guān)系：

　　酸堿反應(yīng)達(dá)到平衡時，酸（含廣義酸）失去質(zhì)子（H+）的總數(shù)等于堿（或廣義堿）得到的質(zhì)子（H+）總數(shù)，這種得失質(zhì)子（H+）數(shù)相等的關(guān)系就稱為質(zhì)子守恒。

　　在鹽溶液中，溶劑水也發(fā)生電離：H2OH++OH－，從水分子角度分析：H2O電離出來的H+總數(shù)與H2O電離出來的OH—總數(shù)相等（這里包括已被其它離子結(jié)合的部分），可由電荷守恒和物料守恒推導(dǎo)，例如：

　　①在NaHCO3溶液中：c(OH－)＝c(H+)+ c(CO32－)+c(H2CO3)；

　�、谠贜H4Cl溶液中：c(H+)＝c(OH－)+ c(NH3·H2O)。

　　綜上所述，化學(xué)守恒的觀念是分析溶液中存在的微粒關(guān)系的重要觀念，也是解決溶液中微粒濃度關(guān)系問題的重要依據(jù)。

　　三、離子反應(yīng)

　　離子反應(yīng)就是從溶液中離子相互作用的角度去認(rèn)識化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)，明確化學(xué)反應(yīng)的機理。

　　1．離子反應(yīng)的實質(zhì)

　　離子反應(yīng)的實質(zhì)是指反應(yīng)物的某些離子濃度的減小。從本質(zhì)上說，如果反應(yīng)物的某些離子間能反應(yīng)生成新物質(zhì)而使溶液中的這些離子濃度減小，就會發(fā)生離子反應(yīng)。

　　2．離子反應(yīng)發(fā)生的條件

　　研究離子反應(yīng)發(fā)生的條件，實質(zhì)上就是研究在什么條件下可以使反應(yīng)物的某些離子濃度減小�？偲饋碇v，具備下列條件之一就可以使反應(yīng)物的某些離子濃度降低。

　�、偕�成難溶的物質(zhì)：

　　生成難溶的物質(zhì)可以使某些離子濃度減小，因此離子反應(yīng)能夠發(fā)生。例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO3溶液，發(fā)生下列反應(yīng)： Ag++Cl－===AgCl↓（可溶→難溶，使Cl—濃度降低）。

　�、谏�成難電離的物質(zhì)：

　　生成難電離的物質(zhì)（如更弱的酸、更弱的堿或生成水等）可以降低某些離子的濃度，故能發(fā)生離子反應(yīng)。例如：鹽酸和燒堿中和反應(yīng)：H++OH－==H2O生成難電離的水。

　�、凵�成揮發(fā)性的物質(zhì)：

　　若離子間能結(jié)合而生成氣體，則可以降低某些離子的濃度，離子反應(yīng)也就能夠發(fā)生。一般來說判斷依據(jù)是生成不穩(wěn)定的酸（H2CO3、H2SO3等）、生成不穩(wěn)定的堿（如NH3·H2O）和生成揮發(fā)性的酸（如H2S）等。

　�、馨l(fā)生氧化還原反應(yīng)：一般來說強氧化性的物質(zhì)與強還原性的物質(zhì)，在合適的酸堿性溶液中，可發(fā)生氧化還原反應(yīng)，例如NO3—、H+與Fe2+等。

　　3．離子方程式的意義

　　離子方程式不僅表示某些物質(zhì)的某一具體反應(yīng)，而且還表示了所有同一類型物質(zhì)間的某一類反應(yīng)，并且更能反映這類反應(yīng)的本質(zhì)，更具有典型代表性和概括性。例如：離子方程式H++OH—===H2O不僅表示鹽酸與燒堿溶液的中和反應(yīng)，而且還可以表示所有強酸與強堿發(fā)生中和反應(yīng)生成可溶性鹽和水的一類反應(yīng)。

　　4．離子方程式書寫步驟

　　書寫離子方程式一般可分四步進(jìn)行：

　�。�1）寫——根據(jù)客觀事實，寫出正確的化學(xué)方程式。

　�。�2）拆——把易溶于水且易電離的物質(zhì)寫成離子形式，把難溶于水的物質(zhì)或難電離的物質(zhì)以及氣體、單質(zhì)、氧化物仍用分子式表示。對于難溶于水但易溶于酸的物質(zhì)，如CaCO3、FeS、Cu(OH)2、Mg(OH)2等仍寫成分子式。

　�。�3）刪——對方程式的兩邊都有的相同離子，把其中不參加反應(yīng)的離子，應(yīng)“按數(shù)”刪除。

　�。�4）查——檢查寫出的離子方程式是否符合前三項的要求，并檢查是否符合質(zhì)量守恒、是否符合電荷守恒。

　　高考試題對離子反應(yīng)的觀念的考查形式主要有離子方程式的書寫與判斷、離子共存、離子推斷及離子反應(yīng)在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。

　　四、化學(xué)實驗

　　高中化學(xué)實驗的內(nèi)容是很豐富的，它包括對實驗原理、實驗操作、注意事項、數(shù)據(jù)處理及誤差分析等問題的理解并轉(zhuǎn)化成自身的化學(xué)學(xué)科素質(zhì)，在解決實驗問題的過程中能夠?qū)崿F(xiàn)問題解決的自動化、條理化和準(zhǔn)確化。電解質(zhì)溶液專題中對化學(xué)實驗理念的考查主要集中在“酸堿中和滴定”這個定量實驗上，考查中和滴定實驗操作的相關(guān)知識及其遷移應(yīng)用。

　　1．實驗原理：

　　利用中和反應(yīng)，用已知物質(zhì)的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質(zhì)的量濃度的堿（或酸）的實驗方法。

　　2． 指示劑的選擇：

　　在中和滴定的操作過程中，指示劑常常預(yù)先滴加到被滴定溶液中，并放置于錐形瓶中。選擇指示劑時，可考慮恰好中和時生成鹽的水解情況，先判斷滴定終點時溶液的酸、堿性，然后再確定選擇上述哪種指示劑。

　　甲基橙和酚酞的變色范圍較窄，變色相對靈敏，常用作中和滴定的指示劑，而石蕊的變色范圍較寬，變色不靈敏，一般不用作中和滴定的指示劑。

　　3．操作過程：檢漏→洗滌儀器→潤洗→裝液→量取→滴定→計算。

　　（1）滴定操作：左手控制滴定管的活塞或玻璃球，右手不停振蕩錐形瓶，眼睛要注視錐形瓶內(nèi)溶液顏色的變化。

　�。�2）滴速控制：先快后慢，當(dāng)接近終點時，應(yīng)一滴一搖。

　�。�3）判斷終點：當(dāng)?shù)渭幼詈笠坏危�溶液鹽酸變化且30s內(nèi)不再恢復(fù)原來顏色即為滴定終點。

　　4．誤差分析：

　　中和滴定的誤差分析依據(jù)：c(待)=

　　從上式可以看同，若用標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定待測液，消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液多，則結(jié)果偏高；反之，偏低。待測液濃度是否準(zhǔn)確只取決于滴定管中讀取的體積。引起這個體積誤差的常有：①讀數(shù)，②儀器洗滌，③滴定管漏液，④標(biāo)準(zhǔn)溶液不標(biāo)準(zhǔn)（如稱量、配制、混入雜質(zhì)等引起的），⑤批示劑用錯，⑥待測液的量取等。