高中化学反应原理知识点

　　一、化学平衡

　　弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例（水溶液中的化学平衡），因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。

　　1．弱电解质的电离（以CH3COOH的电离为例）

　　（1）弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。

　　（2）电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。

　　注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1＞K2＞K3，一般都要相差104～105倍。

　　（3）弱电解质电离的特点：

　　①共性特点：动（动态平衡）、定（各微粒的含量保持不变）、等（电离的速率等于离子结合成分子的速率）、变（条件改变，平衡发生移动）。

　　②个性特点：电离过程吸热；电离程度较小。

　　（4）外界条件对电离平衡的影响：

　　①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小；增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。

　　②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大；降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。

　　注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。例如，增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，但未电离的弱电解质分子数目增加更大，溶质分子的电离程度减小反而减小。

　　2．盐类的水解

　　（1）盐类水解的实质：盐电离出的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）和水所电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，从而使溶液呈现出酸性或碱性。

　　（2）盐类水解的规律：

　　判断盐类是否发生水解以及水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。水解规律：“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。”

　　（3）盐类水解的特点：

　　①共性特点：动（动态平衡）、定（各微粒的含量保持不变）、等（离子水解的速率等于分子电离的速率）、变（条件改变，平衡发生移动）。

　　②个性特点：盐类的水解过程是吸热的；盐类的水解程度一般都很小。

　　（4）盐类水解方程式的书写：

　　①盐类的水解一般是微弱的，而且反应是可逆的，故书写盐类水解反应离子方程式时要用“”，且水解生成的难溶物及气体，一般不标“↓”或“↑”（双水解反应除外）。例如FeCl3水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

　　②多元弱酸盐的水解是分步进行的，且以第一步为主，而多元弱碱盐的水解是一步完成的。

　　（5）外界条件对盐类水解的影响：

　　①温度：盐的水解是吸热过程，故升高温度有利于盐的水解。例如，在Na2CO3溶液中加2滴酚酞试液，将溶液加热后，其红色加深。

　　②浓度：增大盐的浓度，根据平衡移动的原理，可使水解平衡向正反应方向移动，但盐的总量增大，水解的百分数(即转化率)反而减小。盐的浓度增大，盐溶液的H+或OH—浓度增大，酸性或碱性会随之增强，例如0.1 mol/L的Na2CO3溶液的碱性要比0.01 mol/LNa2CO3溶液的碱性强。

　　③溶液的酸碱性：水解显酸性的盐溶液中加入碱，肯定促进盐的水解；水解显酸性的盐溶液中加入较强的酸，肯定抑制盐的水解。同理水解显碱性的盐溶液中加入酸，会促进盐的水解；水解显碱性的盐溶液中加入较强的碱，会抑制盐的水解。例如，配制FeCl3、AgNO3溶液时常加入少量相应的酸来抑制盐的水解，以防产生氢氧化物的沉淀。例如：不同条件对FeCl3水解平衡的影响：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

　　3．难溶电解质的溶解

　　（1）溶解平衡：对于难溶电解质AmBn来说，存在平衡 AmBn(s)mAn+(aq)+nBm—(aq)。

　　（2）溶度积常数：

　　在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中各组分离子浓度幂的乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积，用符号“Ksp”表示。对于难溶电解质AmBn的溶解平衡：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm—(aq)，其溶度积常数为Ksp＝[c(An+)]m·[c(Bm—)]n，这里c(An+)与c(Bm—)为平衡浓度。

　　注意：Ksp与物质的浓度无关，与温度有关，与化学方程式的写法有关，例如：Cu(OH)2(s)Cu2+(aq)+2OH－(aq)的溶度积为Ksp＝c(Cu2+)·c2(OH—)，而1/2Cu(OH)2(s) 1/2Cu2+(aq)+OH－(aq)的溶度积为Ksp2＝c1/2(Cu2+)·c(OH—)，显然Ksp＝(Ksp2)2。

　　（3）溶解平衡的特点：

　　①共性特点：动（动态平衡）、定（各微粒的含量保持不变）、等（溶解的速率等于电离的速率）、变（条件改变，平衡发生移动）。

　　②个性特点：溶解过程是吸热的；溶解程度都较小。

　　（4）溶度积规则：

　　某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc（离子积），则Qc＝[c(An+)]m·[c(Bm—)]n，这里c(An+)与c(Bm—)为任意浓度，不一定是平衡浓度。

　　①当Qc＞Ksp时，溶液达到过饱和状态，溶液中有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡；

　　②当Qc＝Ksp时，溶液达到饱和状态，沉淀与溶解处于平衡状态；

　　③当Qc＜Ksp时，溶液未饱和，溶液中无沉淀析出，若加入过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和，达到新的平衡。

　　（5）外界条件对溶解平衡的影响：

　　溶解平衡主要受温度的影响，一般来说，温度升高，难溶电解质的溶解平衡向右移动，溶解与电离程度增大。

　　二、化学守恒

　　守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。

　　1．电荷守恒关系：

　　电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如：

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

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

　　2．物料守恒关系：

　　物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。

　　可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如：

　　①在NaHCO3溶液中：c(Na+)＝c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)；

　　②在NH4Cl溶液中：c(Cl－)＝c(NH4+)+c(NH3·H2O)。

　　3．质子守恒关系：

　　酸碱反应达到平衡时，酸（含广义酸）失去质子（H+）的总数等于碱（或广义碱）得到的质子（H+）总数，这种得失质子（H+）数相等的关系就称为质子守恒。

　　在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH－，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等（这里包括已被其它离子结合的部分），可由电荷守恒和物料守恒推导，例如：

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

　　②在NH4Cl溶液中：c(H+)＝c(OH－)+ c(NH3·H2O)。

　　综上所述，化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。

　　三、离子反应

　　离子反应就是从溶液中离子相互作用的角度去认识化学反应的本质，明确化学反应的机理。

　　1．离子反应的实质

　　离子反应的实质是指反应物的某些离子浓度的减小。从本质上说，如果反应物的某些离子间能反应生成新物质而使溶液中的这些离子浓度减小，就会发生离子反应。

　　2．离子反应发生的条件

　　研究离子反应发生的条件，实质上就是研究在什么条件下可以使反应物的某些离子浓度减小。总起来讲，具备下列条件之一就可以使反应物的某些离子浓度降低。

　　①生成难溶的物质：

　　生成难溶的物质可以使某些离子浓度减小，因此离子反应能够发生。例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO3溶液，发生下列反应： Ag++Cl－===AgCl↓（可溶→难溶，使Cl—浓度降低）。

　　②生成难电离的物质：

　　生成难电离的物质（如更弱的酸、更弱的碱或生成水等）可以降低某些离子的浓度，故能发生离子反应。例如：盐酸和烧碱中和反应：H++OH－==H2O生成难电离的水。

　　③生成挥发性的物质：

　　若离子间能结合而生成气体，则可以降低某些离子的浓度，离子反应也就能够发生。一般来说判断依据是生成不稳定的酸（H2CO3、H2SO3等）、生成不稳定的碱（如NH3·H2O）和生成挥发性的酸（如H2S）等。

　　④发生氧化还原反应：一般来说强氧化性的物质与强还原性的物质，在合适的酸碱性溶液中，可发生氧化还原反应，例如NO3—、H+与Fe2+等。

　　3．离子方程式的意义

　　离子方程式不仅表示某些物质的某一具体反应，而且还表示了所有同一类型物质间的某一类反应，并且更能反映这类反应的本质，更具有典型代表性和概括性。例如：离子方程式H++OH—===H2O不仅表示盐酸与烧碱溶液的中和反应，而且还可以表示所有强酸与强碱发生中和反应生成可溶性盐和水的一类反应。

　　4．离子方程式书写步骤

　　书写离子方程式一般可分四步进行：

　　（1）写——根据客观事实，写出正确的化学方程式。

　　（2）拆——把易溶于水且易电离的物质写成离子形式，把难溶于水的物质或难电离的物质以及气体、单质、氧化物仍用分子式表示。对于难溶于水但易溶于酸的物质，如CaCO3、FeS、Cu(OH)2、Mg(OH)2等仍写成分子式。

　　（3）删——对方程式的两边都有的相同离子，把其中不参加反应的离子，应“按数”删除。

　　（4）查——检查写出的离子方程式是否符合前三项的要求，并检查是否符合质量守恒、是否符合电荷守恒。

　　高考试题对离子反应的观念的考查形式主要有离子方程式的书写与判断、离子共存、离子推断及离子反应在生产、生活中的应用。

　　四、化学实验

　　高中化学实验的内容是很丰富的，它包括对实验原理、实验操作、注意事项、数据处理及误差分析等问题的理解并转化成自身的化学学科素质，在解决实验问题的过程中能够实现问题解决的自动化、条理化和准确化。电解质溶液专题中对化学实验理念的考查主要集中在“酸碱中和滴定”这个定量实验上，考查中和滴定实验操作的相关知识及其迁移应用。

　　1．实验原理：

　　利用中和反应，用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法。

　　2． 指示剂的选择：

　　在中和滴定的操作过程中，指示剂常常预先滴加到被滴定溶液中，并放置于锥形瓶中。选择指示剂时，可考虑恰好中和时生成盐的水解情况，先判断滴定终点时溶液的酸、碱性，然后再确定选择上述哪种指示剂。

　　甲基橙和酚酞的变色范围较窄，变色相对灵敏，常用作中和滴定的指示剂，而石蕊的变色范围较宽，变色不灵敏，一般不用作中和滴定的指示剂。

　　3．操作过程：检漏→洗涤仪器→润洗→装液→量取→滴定→计算。

　　（1）滴定操作：左手控制滴定管的活塞或玻璃球，右手不停振荡锥形瓶，眼睛要注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

　　（2）滴速控制：先快后慢，当接近终点时，应一滴一摇。

　　（3）判断终点：当滴加最后一滴，溶液盐酸变化且30s内不再恢复原来颜色即为滴定终点。

　　4．误差分析：

　　中和滴定的误差分析依据：c(待)=

　　从上式可以看同，若用标准溶液滴定待测液，消耗标准溶液多，则结果偏高；反之，偏低。待测液浓度是否准确只取决于滴定管中读取的体积。引起这个体积误差的常有：①读数，②仪器洗涤，③滴定管漏液，④标准溶液不标准（如称量、配制、混入杂质等引起的），⑤批示剂用错，⑥待测液的量取等。