高中化學反應原理知識點電解質溶液總結

　　以下是分享給大家高中化學反應原理知識點電解質溶液總結，希望能夠幫助大家；

　　一、化學平衡

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

　　1．弱電解質的電離（以CH3COOH的電離為例）

　　（1）弱電解質的電離：CH3COOHCH3COO—+H+。

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

　　注意：電離平衡常數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電離表達式中的各濃度指平衡時的濃度。通常都用在25℃的電離常數來討論室溫下各種弱電解質溶液的平衡狀態。多元弱酸是分步電離的，它的每一步電離都有相應的電離常數，通常用K1、K2、K3等表示，其大小關系為K1＞K2＞K3，一般都要相差104～105倍。

　　（3）弱電解質電離的特點：

　　①共性特點：動（動態平衡）、定（各微粒的含量保持不變）、等（電離的速率等于離子結合成分子的速率）、變（條件改變，平衡發生移動）。

　　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：增大弱電解質的濃度，電離平衡向右移動，溶質分子的電離程度減小；增大離子的濃度，電離平衡向左移動，溶質分子的電離程度減小。

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

　　注意：區分電離平衡移動與電離程度變化的關系，電離平衡移動的方向利用化學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，增大弱電解質的濃度，電離平衡向右移動，但未電離的弱電解質分子數目增加更大，溶質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：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－結合生成弱電解質，破壞了水的電離平衡，從而使溶液呈現出酸性或堿性。

　　（2）鹽類水解的規律：

　　判斷鹽類是否發生水解以及水解后溶液的酸堿性，要看鹽的離子對應的酸或堿的相對強弱。水解規律：“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：

　　①共性特點：動（動態平衡）、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，而且反應是可逆的，故書寫鹽類水解反應離子方程式時要用“”，且水解生成的難溶物及氣體，一般不標“↓”或“↑”（雙水解反應除外）。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：

　　①溫度：鹽的水解是吸熱過程，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。

　　②濃度：增大鹽的濃度，根據平衡移動的原理，可使水解平衡向正反應方向移動，但鹽的總量增大，水解的百分數(即轉化率)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。

　　③溶液的酸堿性：水解顯酸性的鹽溶液中加入堿，肯定促進鹽的水解；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的酸來抑制鹽的水解，以防產生氫氧化物的沉淀。例如：不同條件對FeCl3水解平衡的影響：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

　　3．難溶電解質的溶解

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

　　（2）溶度積常數：

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

　　注意：Ksp與物質的濃度無關，與溫度有關，與化學方程式的寫法有關，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：

　　①共性特點：動（動態平衡）、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，平衡發生移動）。

　　②個性特點：溶解過程是吸熱的；溶解程度都較小。

　　（4）溶度積規則：

　　某難溶電解質的溶液中任一情況下有關離子濃度的乘積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。

　　①當Qc＞Ksp時，溶液達到過飽和狀態，溶液中有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡；

　　②當Qc＝Ksp時，溶液達到飽和狀態，沉淀與溶解處于平衡狀態；

　　③當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，難溶電解質溶解直至溶液飽和，達到新的平衡。

　　（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，難溶電解質的溶解平衡向右移動，溶解與電離程度增大。

　　二、化學守恒

　　守恒是化學反應過程中所遵循的基本原則，在水溶液中的化學反應，會存在多種守恒關系，如電荷守恒、物料守恒、質子守恒等。

　　1．電荷守恒關系：

　　電荷守恒是指電解質溶液中，無論存在多少種離子，電解質溶液必須保持電中性，即溶液中陽離子所帶的正電荷總數與陰離子所帶的負電荷總數相等，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－)；

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

　　2．物料守恒關系：

　　物料守恒也就是元素守恒，電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發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是不會改變的。

　　可從加入電解質的化學式角度分析，各元素的原子存在守恒關系，要同時考慮鹽本身的電離、鹽的水解及離子配比關系。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．質子守恒關系：

　　酸堿反應達到平衡時，酸（含廣義酸）失去質子（H+）的總數等于堿（或廣義堿）得到的質子（H+）總數，這種得失質子（H+）數相等的關系就稱為質子守恒。

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

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

　　三、離子反應

　　離子反應就是從溶液中離子相互作用的角度去認識化學反應的本質，明確化學反應的機理。

　　1．離子反應的實質

　　離子反應的實質是指反應物的某些離子濃度的減小。從本質上說，如果反應物的某些離子間能反應生成新物質而使溶液中的這些離子濃度減小，就會發生離子反應。

　　2．離子反應發生的條件

　　研究離子反應發生的條件，實質上就是研究在什么條件下可以使反應物的某些離子濃度減小。總起來講，具備下列條件之一就可以使反應物的某些離子濃度降低。

　　①生成難溶的物質：

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

　　②生成難電離的物質：

　　生成難電離的物質（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，故能發生離子反應。例如：鹽酸和燒堿中和反應：H++OH－==H2O生成難電離的水。

　　③生成揮發性的物質：

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

　　④發生氧化還原反應：一般來說強氧化性的物質與強還原性的物質，在合適的酸堿性溶液中，可發生氧化還原反應，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的某一具體反應，而且還表示了所有同一類型物質間的某一類反應，并且更能反映這類反應的本質，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，而且還可以表示所有強酸與強堿發生中和反應生成可溶性鹽和水的一類反應。

　　4．離子方程式書寫步驟

　　書寫離子方程式一般可分四步進行：

　　（1）寫——根據客觀事實，寫出正確的化學方程式。

　　（2）拆——把易溶于水且易電離的物質寫成離子形式，把難溶于水的物質或難電離的物質以及氣體、單質、氧化物仍用分子式表示。對于難溶于水但易溶于酸的物質，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，把其中不參加反應的離子，應“按數”刪除。

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

　　高考試題對離子反應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在生產、生活中的應用。

　　四、化學實驗

　　高中化學實驗的內容是很豐富的，它包括對實驗原理、實驗操作、注意事項、數據處理及誤差分析等問題的理解并轉化成自身的化學學科素質，在解決實驗問題的過程中能夠實現問題解決的自動化、條理化和準確化。電解質溶液專題中對化學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知識及其遷移應用。

　　1．實驗原理：

　　利用中和反應，用已知物質的量濃度的酸（或堿）來測定未知物質的量濃度的堿（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溶液顏色的變化。

　　（2）滴速控制：先快后慢，當接近終點時，應一滴一搖。

　　（3）判斷終點：當滴加最后一滴，溶液鹽酸變化且30s內不再恢復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：c(待)=

　　從上式可以看同，若用標準溶液滴定待測液，消耗標準溶液多，則結果偏高；反之，偏低。待測液濃度是否準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，②儀器洗滌，③滴定管漏液，④標準溶液不標準（如稱量、配制、混入雜質等引起的），⑤批示劑用錯，⑥待測液的量取等。