化學(xué)反應(yīng)原理知識(shí)點(diǎn)總結(jié)大全(參考版)
2025-02-13 07:12本頁面
【正文】 。如在 Na2S 溶液中： 實(shí)質(zhì)： n(OH— ) == 溶液中自由 H+物質(zhì)的量與 S2— 結(jié)合水電離的 H+物質(zhì)的量之和 表達(dá)形式： c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S) ★ 該 關(guān)系式可由電荷守恒式和物料守恒式代數(shù)變換得到。 表達(dá)形式 ： c(Na+) + c(H+) = 2c(S2— ) + c(HS— ) + c(OH — ) （ 2） 物料守恒 關(guān)系 —— 指不論鹽中的哪種離子水解成多少種形式，它所含的一些元素原子的總物質(zhì)的量之比一定符合它的化學(xué)式中的計(jì)量 數(shù)比。例如 Na2S 溶液中含有 Na+、HS、 OH、 H+、 S2— 、 H2S， 其濃度關(guān)系為： 八．溶液中微粒間的關(guān)系 （ 1） 電荷守恒 關(guān)系 —— 指任何電解質(zhì)溶液在整體上不顯電性，即溶液中所有陽離子帶的正電總量與所有陰離子帶的負(fù)電總量相等。 ，要考慮到鹽的水解。 2．配制某些鹽的溶液時(shí)，為了防止溶液變渾濁（水解），需加入 對(duì)應(yīng)的酸． ． ． ． 抑制其水解。 S2— +H2O HS— + OH— H2S + OH— HS— + H2O 促使上述平衡右移，合并為： H2S + S2— 2HS— 加Na2S H2S H+ + HS— S2— + H+ HS— 促使上述平衡右移，合并為： H2S + S2— 2HS— 水解 平衡向右移動(dòng)，堿性增強(qiáng)，但水解程度減小。 五．電離平衡和水解平衡的比較 電 離 平 衡 水 解 平 衡 實(shí) 例 H2S 水溶液 （ ） Na2S 水溶液 （ ） 研究對(duì)象 弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿、水） 強(qiáng)電解質(zhì)（弱酸鹽、弱堿鹽） 實(shí) 質(zhì) 弱酸 H+ + 弱酸根離子 弱堿 OH— + 弱堿陽子 H2O + H2O H3O+ + OH— 離子化速率 = 分子化速率 弱酸根陰離子 +H2O 弱酸 + OH— 弱堿陽離子 +H2O 弱堿 + H+ 水解速率 = 中和速率 程 度 酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級(jí)電離遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于二級(jí)電離，大于三級(jí)電離?? “越弱越水解”，多 元弱酸根一級(jí)水解遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于二級(jí)水解，大于三級(jí)水解?? 一般中和程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于水解程度 雙水解程度較大，甚至很徹底。如 (NH4)2Fe(SO4)2溶于水： NH4+ + H2O NH3如 CH3COONH4溶于水： CH3COO + NH4+ CH3COOH + NH3H 2O + H+ CH3COONa 溶于水： CH3COO + H2O CH3COOH + OH （ 2）互相促進(jìn)水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產(chǎn)生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結(jié)合水電離產(chǎn)生的 H+和 OH發(fā)生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進(jìn)水的電離使反應(yīng)進(jìn)行的程度較大。 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。
試題試卷相關(guān)推薦
鄂ICP備17016276號(hào)-1