化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié)(編輯修改稿)
2025-06-04 11:57 本頁面
【文章內(nèi)容簡(jiǎn)介】 電解質(zhì) 定義 水溶液里完全電離的電解質(zhì) 水溶液里部分電離的電解質(zhì) 化學(xué)鍵種類 離子鍵、強(qiáng)極性鍵 極性鍵 電離過程 完全電離 部分電離 表示方法 用等號(hào)“ =” 用可逆號(hào)“” 代表物 強(qiáng)酸： HCl、 H2SO HNO HI 強(qiáng)堿： NaOH、 KOH、 Ba(OH) Ca(OH)2 絕大多數(shù)鹽： NaCl、 BaSO4 弱酸： H2S、 H2CO H3PO HF、 CH3COOH 弱堿： NH3 H2O 個(gè)別鹽： HgCl Pb(CH3COO)2 4．非電解質(zhì) 凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)都不能電離也不能導(dǎo)電的化合物。 常見的非電解質(zhì) 非金屬氧化物： CO SO SO NO P2O5 某些非金屬氫化物： CH NH3 大多數(shù)有機(jī)物：苯、甘油、葡萄糖 二．弱電解質(zhì)的電離平衡 1．弱電解質(zhì)的電離特點(diǎn) （ 1）微弱：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。 （ 2）可逆：弱電解質(zhì)在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結(jié)合成分子。因此，弱電解質(zhì)的電離是可逆的。 （ 3）能量變化：弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的。 （ 4）平衡：在一定條件下最終達(dá)到電離平衡。 2．電離平衡：當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時(shí)，弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學(xué)平衡的一種，同樣具有化學(xué)平衡的特征。條件改變時(shí)平衡移動(dòng)的規(guī)律符合勒沙特列原理。 三．水的電離和溶液的 pH 值 1．水的電離和水的離子積常數(shù) H2O 是一 種極弱電解質(zhì)，能夠發(fā)生微弱電離 H2OH+ + OH– 25℃時(shí) c(H+)=c(OH– )=10– 7 mol L– 1 水的離子積 Kw=c(H+) c(OH– )=10– 14（ 25℃） ① Kw 只與溫度有關(guān)，溫度升高， Kw 增大。如： 100℃ Kw=10– 12 ② Kw 適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。 2．溶液的 pH （ 1） pH： pH=– lg[c(H+)]。在溶液的 c(H+)很小時(shí)，用 pH 來表示溶液的酸堿度。 （ 2）含義： pH 越大， c(H+)越小， c(OH– )越大，酸性越弱，堿性越強(qiáng)。 pH 越小 c(H+)。 c(OH– )越小，酸性越強(qiáng)，堿性越弱。 （ 3）范圍： 0～ 14 四．鹽類水解 1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或 OH– 結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)叫作鹽類的水解。 2．鹽類水解規(guī)律 （ 1）誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強(qiáng)不水解。 （ 2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。 （ 3）水解是吸熱反應(yīng)，升溫水解程度增大。 （ 4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時(shí)要用“”，不能用“↑”或“↓”符號(hào)。 3．鹽類水解的類型 （ 1）單向水解：強(qiáng)酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強(qiáng)堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。如 NH4Cl溶于水： NH4+ + H2O NH3 H2O + H+ CH3COONa溶于水： CH3COO + H2O CH3COO
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