知識(shí)點(diǎn)總結(jié)年級(jí)高二化學(xué)-2

知識(shí)點(diǎn)總結(jié)年級(jí)：高二化學(xué)化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)（一）

【知識(shí)講解】第1章、化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化

化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是反應(yīng)物化學(xué)鍵的斷裂和生成物化學(xué)鍵的形成，化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中伴隨著能量3、反應(yīng)焓變的計(jì)算

(1)蓋斯定律

對(duì)于一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，無(wú)論是一步完成，還是分幾步完成，其反應(yīng)焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。

(2)利用蓋斯定律進(jìn)行反應(yīng)焓變的計(jì)算。

常見題型是給出幾個(gè)熱化學(xué)方程式，合并出題目所求的熱化學(xué)方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學(xué)方程式的ΔH的代數(shù)和。

(3)根據(jù)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，ΔfHmθ計(jì)算反應(yīng)焓變?chǔ)。

對(duì)任意反應(yīng)：aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］2、電解原理的應(yīng)用

(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。

陽(yáng)極：2Cl－→Cl2＋2e－

陰極：2H＋＋e－→H2↑

總反應(yīng)：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

(2)銅的電解精煉。

粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽(yáng)極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。

陽(yáng)極反應(yīng)：Cu→Cu2＋＋2e－，還發(fā)生幾個(gè)副反應(yīng)

Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－

Fe→Fe2＋＋2e－

Au、Ag、Pt等不反應(yīng)，沉積在電解池底部形成陽(yáng)極泥。

陰極反應(yīng)：Cu2＋＋2e－→Cu

(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例

待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽(yáng)極，CuSO4溶液為電解質(zhì)溶液。

陽(yáng)極反應(yīng)：Cu→Cu2＋＋2e－(2)Cu－Zn原電池的工作原理：

如圖為Cu－Zn原電池，其中Zn為負(fù)極，Cu為正極，構(gòu)成閉合回路后的現(xiàn)象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產(chǎn)生，電流計(jì)指針發(fā)生偏轉(zhuǎn)。該原電池反應(yīng)原理為：Zn失電子，負(fù)極反應(yīng)為正極反應(yīng)：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O

放電時(shí)總反應(yīng)：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。

充電時(shí)總反應(yīng)：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。

(3)氫氧燃料電池

負(fù)極反應(yīng)：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－

正極反應(yīng)：O2＋2H2O＋4e－→4OH－

電池總反應(yīng)：2H2＋O2＝2H2O3、金屬的腐蝕與防護(hù)

(1)金屬腐蝕

金屬表面與周圍物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)或因電化學(xué)作用而遭到破壞的過(guò)程稱為金屬腐蝕。

(2)金屬腐蝕的電化學(xué)原理。

生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負(fù)極，電極反應(yīng)為：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應(yīng)為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應(yīng)為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，F(xiàn)e(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，F(xiàn)e(OH)3分解轉(zhuǎn)化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應(yīng)為：2H+＋2e－→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。

(3)金屬的防護(hù)

金屬處于干燥的環(huán)境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強(qiáng)的金屬防護(hù)層，破壞原電池形成的條件。從而達(dá)到對(duì)金屬的防護(hù)；也可以利用原電池原理，采用犧牲陽(yáng)極保護(hù)法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護(hù)法。第2章、化學(xué)反應(yīng)的方向、限度與速率(1、2節(jié))

原電池的反應(yīng)都是自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)，電解池的反應(yīng)很多不是自發(fā)進(jìn)行的，如何判定反應(yīng)是否自發(fā)進(jìn)行呢？一、化學(xué)反應(yīng)的方向1、反應(yīng)焓變與反應(yīng)方向

放熱反應(yīng)多數(shù)能自發(fā)進(jìn)行，即ΔH＜0的反應(yīng)大多能自發(fā)進(jìn)行。有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應(yīng)。有些吸熱反應(yīng)室溫下不能進(jìn)行，但在較高溫度下能自發(fā)進(jìn)行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。2、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向

熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應(yīng)的熵變?chǔ)為反應(yīng)產(chǎn)物總熵與反應(yīng)物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應(yīng)為熵增加反應(yīng)，熵增加有利于反應(yīng)的自發(fā)進(jìn)行。3、焓變與熵變對(duì)反應(yīng)方向的共同影響

ΔH－TΔS＜0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。

ΔH－TΔS＝0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)。

ΔH－TΔS＞0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行。

在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，自發(fā)反應(yīng)總是向ΔH－TΔS＜0的方向進(jìn)行，直至平衡狀態(tài)。二、化學(xué)反應(yīng)的限度1、化學(xué)平衡常數(shù)

(1)對(duì)達(dá)到平衡的可逆反應(yīng)，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應(yīng)物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學(xué)平衡常數(shù)，用符號(hào)K表示。

(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的程度(即反應(yīng)限度)，平衡常數(shù)越大，說(shuō)明反應(yīng)可以進(jìn)行得越完全。

(3)平衡常數(shù)表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)。對(duì)于給定的可逆反應(yīng)，正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應(yīng)是否到平衡狀態(tài)：當(dāng)反應(yīng)的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時(shí)，說(shuō)明反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)。2、反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率

(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反應(yīng)物的濃度與該反應(yīng)物初始濃度的比值來(lái)表示。如反應(yīng)物A的平衡轉(zhuǎn)化率的表達(dá)式為：

α（A）＝

(2)平衡正向移動(dòng)不一定使反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反應(yīng)物的濃度，可使另一反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。

(3)平衡常數(shù)與反應(yīng)物的平衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計(jì)算。3、反應(yīng)條件對(duì)化學(xué)平衡的影響

(1)溫度的影響

升高溫度使化學(xué)平衡向吸熱方向移動(dòng)；降低溫度使化學(xué)平衡向放熱方向移動(dòng)。溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響是通過(guò)改變平衡常數(shù)實(shí)現(xiàn)的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應(yīng)物濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)；增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。

溫度一定時(shí)，改變濃度能引起平衡移動(dòng)，但平衡常數(shù)不變。化工生產(chǎn)中，常通過(guò)增加某一價(jià)廉易得的反應(yīng)物濃度，來(lái)提高另一昂貴的反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。

(3)壓強(qiáng)的影響

ΔVg＝0的反應(yīng)，改變壓強(qiáng)，化學(xué)平衡狀態(tài)不變。

ΔVg≠0的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，化學(xué)平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動(dòng)。

(4)勒夏特列原理

由溫度、濃度、壓強(qiáng)對(duì)平衡移動(dòng)的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(濃度、壓強(qiáng)、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)?！纠}分析】

例1、已知下列熱化學(xué)方程式：

(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)ΔH＝－25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g)ΔH＝－47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g)ΔH＝＋19kJ/mol

寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學(xué)方程式。

解析：依據(jù)蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。我們可從題目中所給的有關(guān)方程式進(jìn)行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關(guān)物質(zhì)，但方程式(3)必須通過(guò)方程式(2)有關(guān)物質(zhì)才能和方程式(1)結(jié)合在一起。

將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2)

得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol

將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)

整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol例2、熔融鹽燃料電池具有高的發(fā)電效率，因而得到重視，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質(zhì)，CO為陽(yáng)極燃?xì)?，空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃?xì)猓频迷?50℃下工作的燃料電池，完成有關(guān)的電池反應(yīng)式：

陽(yáng)極反應(yīng)式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－

陰極反應(yīng)式：；

總電池反應(yīng)式：。

解析：作為燃料電池，總的效果就是把燃料進(jìn)行燃燒。本題中CO為還原劑，空氣中O2為氧化劑，電池總反應(yīng)式為：2CO＋O2＝2CO2。用總反應(yīng)式減去電池負(fù)極（即題目指的陽(yáng)極）反應(yīng)式，就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應(yīng)式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－。

答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2例3、下列有關(guān)反應(yīng)的方向說(shuō)法中正確的是()

A、放熱的自發(fā)過(guò)程都是熵值減小的過(guò)程。

B、吸熱的自發(fā)過(guò)程常常是熵值增加的過(guò)程。

C、水自發(fā)地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向。

D、只根據(jù)焓變來(lái)判斷化學(xué)反應(yīng)的方向是可以的。

解析：放熱的自發(fā)過(guò)程可能使熵值減小、增加或無(wú)明顯變化，故A錯(cuò)誤。只根據(jù)焓變來(lái)判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向是片面的，要用能量判據(jù)、熵判據(jù)組成的復(fù)合判據(jù)來(lái)判斷，D錯(cuò)誤。水自發(fā)地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態(tài)的傾向是正確的。有些吸熱反應(yīng)也可以自發(fā)進(jìn)行。如在25℃和1.01×105Pa時(shí)，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol，上述兩個(gè)反應(yīng)都是吸熱反應(yīng)，又都是熵增的反應(yīng)，所以B也正確。

答案：BC?；瘜W(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)（二）

【知識(shí)講解】第2章、第3、4節(jié)

一、化學(xué)反應(yīng)的速率1、化學(xué)反應(yīng)是怎樣進(jìn)行的

(1)基元反應(yīng)：能夠一步完成的反應(yīng)稱為基元反應(yīng)，大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是分幾步完成的。

(2)反應(yīng)歷程：平時(shí)寫的化學(xué)方程式是由幾個(gè)基元反應(yīng)組成的總反應(yīng)?？偡磻?yīng)中用基元反應(yīng)構(gòu)成的反應(yīng)序列稱為反應(yīng)歷程，又稱反應(yīng)機(jī)理。

(3)不同反應(yīng)的反應(yīng)歷程不同。同一反應(yīng)在不同條件下的反應(yīng)歷程也可能不同，反應(yīng)歷程的差別又造成了反應(yīng)速率的不同。2、化學(xué)反應(yīng)速率

(1)概念：

單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物的減小量或生成物的增加量可以表示反應(yīng)的快慢，即反應(yīng)的速率，用符號(hào)v表示。

(2)表達(dá)式：

(3)特點(diǎn)

對(duì)某一具體反應(yīng)，用不同物質(zhì)表示化學(xué)反應(yīng)速率時(shí)所得的數(shù)值可能不同，但各物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的系數(shù)之比。3、濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響

(1)反應(yīng)速率常數(shù)(K)

反應(yīng)速率常數(shù)(K)表示單位濃度下的化學(xué)反應(yīng)速率，通常，反應(yīng)速率常數(shù)越大，反應(yīng)進(jìn)行得越快。反應(yīng)速率常數(shù)與濃度無(wú)關(guān)，受溫度、催化劑、固體表面性質(zhì)等因素的影響。

(2)濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響

增大反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率增大，減小反應(yīng)物濃度，正反應(yīng)速率減小。

增大生成物濃度，逆反應(yīng)速率增大，減小生成物濃度，逆反應(yīng)速率減小。

(3)壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響

壓強(qiáng)只影響氣體，對(duì)只涉及固體、液體的反應(yīng)，壓強(qiáng)的改變對(duì)反應(yīng)速率幾乎無(wú)影響。

壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響，實(shí)際上是濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響，因?yàn)閴簭?qiáng)的改變是通過(guò)改變?nèi)萜魅莘e引起的。壓縮容器容積，氣體壓強(qiáng)增大，氣體物質(zhì)的濃度都增大，正、逆反應(yīng)速率都增加；增大容器容積，氣體壓強(qiáng)減?。粴怏w物質(zhì)的濃度都減小，正、逆反應(yīng)速率都減小。4、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響

(1)經(jīng)驗(yàn)公式

阿倫尼烏斯總結(jié)出了反應(yīng)速率常數(shù)與溫度之間關(guān)系的經(jīng)驗(yàn)公式：

式中A為比例系數(shù)，e為自然對(duì)數(shù)的底，R為摩爾氣體常數(shù)量，Ea為活化能。

由公式知，當(dāng)Ea＞0時(shí)，升高溫度，反應(yīng)速率常數(shù)增大，化學(xué)反應(yīng)速率也隨之增大?？芍?，溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響與活化能有關(guān)。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子平均能量之差。不同反應(yīng)的活化能不同，有的相差很大?；罨蹺a值越大，改變溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響越大。5、催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響

(1)催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率影響的規(guī)律：

催化劑大多能加快反應(yīng)速率，原因是催化劑能通過(guò)參加反應(yīng)，改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)的活化能來(lái)有效提高反應(yīng)速率。

(2)催化劑的特點(diǎn)：

催化劑能加快反應(yīng)速率而在反應(yīng)前后本身的質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)不變。

催化劑具有選擇性。

催化劑不能改變化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)，不引起化學(xué)平衡的移動(dòng)，不能改變平衡轉(zhuǎn)化率。二、化學(xué)反應(yīng)條件的優(yōu)化——工業(yè)合成氨1、合成氨反應(yīng)的限度

合成氨反應(yīng)是一個(gè)放熱反應(yīng)，同時(shí)也是氣體物質(zhì)的量減小的熵減反應(yīng)，故降低溫度、增大壓強(qiáng)將有利于化學(xué)平衡向生成氨的方向移動(dòng)。2、合成氨反應(yīng)的速率

(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動(dòng)，又使反應(yīng)速率加快，但高壓對(duì)設(shè)備的要求也高，故壓強(qiáng)不能特別大。

(2)反應(yīng)過(guò)程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應(yīng)速率。

(3)溫度越高，反應(yīng)速率進(jìn)行得越快，但溫度過(guò)高，平衡向氨分解的方向移動(dòng)，不利于氨的合成。

(4)加入催化劑能大幅度加快反應(yīng)速率。3、合成氨的適宜條件

在合成氨生產(chǎn)中，達(dá)到高轉(zhuǎn)化率與高反應(yīng)速率所需要的條件有時(shí)是矛盾的，故應(yīng)該尋找以較高反應(yīng)速率并獲得適當(dāng)平衡轉(zhuǎn)化率的反應(yīng)條件：一般用鐵做催化劑，控制反應(yīng)溫度在700K左右，壓強(qiáng)范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。第3章、物質(zhì)在水溶液中的行為一、水溶液1、水的電離

H2OH＋＋OH－

水的離子積常數(shù)KW＝［H＋］［OH－］，25℃時(shí)，KW＝1.0×10－14mol2·L－2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。2、溶液的酸堿度

室溫下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7

酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［H＋］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＜7

堿性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＞73、電解質(zhì)在水溶液中的存在形態(tài)

(1)強(qiáng)電解質(zhì)

強(qiáng)電解質(zhì)是在稀的水溶液中完全電離的電解質(zhì)，強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中以離子形式存在，主要包括強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)鹽，書寫電離方程式時(shí)用“＝”表示。

(2)弱電解質(zhì)

在水溶液中部分電離的電解質(zhì)，在水溶液中主要以分子形態(tài)存在，少部分以離子形態(tài)存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數(shù)鹽，書寫電離方程式時(shí)用“”表示。二、弱電解質(zhì)的電離及鹽類水解1、弱電解質(zhì)的電離平衡。

(1)電離平衡常數(shù)

在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數(shù)，叫電離平衡常數(shù)。

弱酸的電離平衡常數(shù)越大，達(dá)到電離平衡時(shí)，電離出的H＋越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數(shù)，以第一步電離為主。

(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例。

加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動(dòng)，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動(dòng)。2、鹽類水解

(1)水解實(shí)質(zhì)

鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結(jié)合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續(xù)電離，稱為鹽類水解。

(2)水解類型及規(guī)律

①?gòu)?qiáng)酸弱堿鹽水解顯酸性。

NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

②強(qiáng)堿弱酸鹽水解顯堿性。

CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

③強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解。

④弱酸弱堿鹽雙水解。

Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑

(3)水解平衡的移動(dòng)

加熱、加水可以促進(jìn)鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽(yáng)離子相混合時(shí)相互促進(jìn)水解。三、沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡與溶度積

(1)概念

當(dāng)固體溶于水時(shí)，固體溶于水的速率和離子結(jié)合為固體的速率相等時(shí)，固體的溶解與沉淀的生成達(dá)到平衡狀態(tài)，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積，用Ksp表示。

PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)

Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3

(2)溶度積Ksp的特點(diǎn)

Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量無(wú)關(guān)，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動(dòng)，但并不改變?nèi)芏确e。

Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。2、沉淀溶解平衡的應(yīng)用

(1)沉淀的溶解與生成

根據(jù)濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規(guī)則如下：

Qc＝Ksp時(shí)，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。

Qc＞Ksp時(shí)，溶液中的離子結(jié)合為沉淀至平衡。

Qc＜Ksp時(shí)，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。

(2)沉淀的轉(zhuǎn)化

根據(jù)溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉(zhuǎn)化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化實(shí)質(zhì)為沉淀溶解平衡的移動(dòng)。四、離子反應(yīng)1、離子反應(yīng)發(fā)生的條件

(1)生成沉淀

既有溶液中的離子直接結(jié)合為沉淀，又有沉淀的轉(zhuǎn)化。

(2)生成弱電解質(zhì)

主要是H＋與弱酸根生成弱酸，或OH－與弱堿陽(yáng)離子生成弱堿，或H＋與OH－生成H2O。

(3)生成氣體

生成弱酸時(shí)，很多弱酸能分解生成氣體。

(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)

強(qiáng)氧化性的離子與強(qiáng)還原性離子易發(fā)生氧化還原反應(yīng)，且大多在酸性條件下發(fā)生。2、離子反應(yīng)能否進(jìn)行的理論判據(jù)

(1)根據(jù)焓變與熵變判據(jù)

對(duì)ΔH－TΔS＜0的離子反應(yīng)，室溫下都能自發(fā)進(jìn)行。

(2)根據(jù)平衡常數(shù)判據(jù)

離子反應(yīng)的平衡常數(shù)很大時(shí)，表明反應(yīng)的趨勢(shì)很大。3、離子反應(yīng)的應(yīng)用

(1)判斷溶液中離子能否大量共存

相互間能發(fā)生反應(yīng)的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

(2)用于物質(zhì)的定性檢驗(yàn)

根據(jù)離子的特性反應(yīng)，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗(yàn)特征性離子。

(3)用于離子的定量計(jì)算

常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

(4)生活中常見的離子反應(yīng)。

硬水的形成及軟化涉及到的離子反應(yīng)較多，主要有：

Ca2＋、Mg2＋的形成。

CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

加熱煮沸法降低水的硬度：

Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O

或加入Na2CO3軟化硬水：

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

【例題分析】例1、在一定條件下，將2mol/LSO2和1mol/LO2放入密閉容器中反應(yīng)：2SO2＋O22SO3，在2s時(shí)測(cè)得物質(zhì)的量濃度c(SO2)＝0.8mol/L。求用SO2、O2、SO3表示該反應(yīng)的速率分別是多少？

解析：根據(jù)化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法：

若用反應(yīng)物表示：

則v(反應(yīng)物)＝

若用生成物表示：

則v(生成物)＝

解：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)

起始濃度：2mol/L1mol/L0

變化濃度：1.2mol/L0.6mol/L1.2mol/L

2s末時(shí)濃度：0.8mol/L0.4mol/L1.2mol/L

例2、25℃下，在1.00L、0.30mol/LAgNO3溶液中加入0.50L、0.060mol/L的CaCl2溶液，能否生成AgCl沉淀，生成AgCl的質(zhì)量是多少？最后溶液中c(Ag＋)為多少？

解析：(1)兩溶液混合后離子被稀釋

離子積Qsp＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝0.020mol/L×0.040mol/L＝8.0×10－4(mol/L)2

查表可知Ksp(AgCl)＝1.80×10－10

Qsp＞Ksp(AgCl)

所以有AgCl生成。

則