Resumen de puntos de conocimiento en Química Optativa 4 del Formulario de Nota de Prensa de Educación Popular

ΔH<0, la reacción libera energía y es una reacción exotérmica.

(4) Cambio de entalpía de la reacción y ecuación termoquímica:

Compara el cambio de sustancias en una reacción química con la entalpía de la reacción. La ecuación química expresada al mismo tiempo se llama ecuación termoquímica, como por ejemplo: H2(g)+O2(g)= H2O(l); ΔH(298K)=-285,8kJ·mol-1

Escribir calor Se deben tener en cuenta los siguientes puntos en las ecuaciones químicas:

①El estado de agregación de la sustancia debe indicarse después de la fórmula química: sólido (s), líquido (l), gas (g), solución (aq).

②Escriba el cambio de entalpía de la reacción ΔH después de la ecuación química. La unidad de ΔH es. J·mol-1 o kJ·mol-1, e indique la temperatura de reacción después de ΔH.

③En la ecuación termoquímica, cuando el coeficiente de una sustancia se duplica, el valor de ΔH también se duplica en consecuencia.

3. Cálculo del cambio de entalpía de la reacción

(1) Ley de Geiss

Para una reacción química, ya sea que se complete en un paso o en varios pasos, la reacción El cambio de entalpía es el mismo. Esta ley se llama ley de Geis.

(2) Utilice la ley de Geis para calcular el cambio de entalpía de la reacción.

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Una pregunta común. El tipo es dar varias ecuaciones termoquímicas y combinarlas para formar la ecuación termoquímica buscada en la pregunta. Según la ley de Geiss, ΔH de esta ecuación es la suma algebraica de ΔH de las ecuaciones termoquímicas anteriores.

(3). ) Calcule el cambio de entalpía de la reacción ΔH basándose en la entalpía molar estándar de formación, ΔfHmθ.

Para cualquier reacción: aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C) +dΔfHmθ(D )]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

2. Conversión de energía eléctrica en energía química - electrólisis

Principio de electrólisis

(1) Concepto de electrólisis:

Bajo la acción de la corriente continua, el proceso en el que el electrolito sufre una reacción de oxidación y una reacción de reducción respectivamente en los dos electrodos superiores se llama electrólisis. en energía química se llama celda electrolítica.

(2) Reacción del electrodo: Tome la electrólisis del NaCl fundido como ejemplo:

Ánodo: El electrodo conectado al electrodo positivo del La fuente de alimentación se llama ánodo y el ánodo sufre una reacción de oxidación: 2Cl-→C

l2 ↑＋2e－.

Cátodo: El electrodo conectado al electrodo negativo de la fuente de alimentación se llama cátodo. La reacción de reducción ocurre en el cátodo: Na＋＋e－→Na.

Ecuación general: 2NaCl (fundido) 2Na＋Cl2 ↑

2. Aplicación del principio de electrólisis

(1) Electrólisis de agua salada para preparar sosa cáustica, cloro e hidrógeno.

Ánodo: 2Cl-→Cl2+2e-

Cátodo: 2H++e-→H2 ↑

Reacción total: 2NaCl+2H2O2NaOH+H2 ↑+Cl2 ↑

(2) Refinado electrolítico del cobre.

El cobre en ampolla (que contiene Zn, Ni, Fe, Ag, Au, Pt) es el ánodo, el cobre refinado es el cátodo y la solución de CuSO4 es el solución electrolítica.

La reacción del ánodo: Cu→Cu2++2e-, también ocurren varias reacciones secundarias

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Zn→Zn2++2e-; -

Fe→Fe2++2e-

Au, Ag, Pt, etc. no reaccionan y se depositan en el fondo de la celda electrolítica para formar lodo anódico

Reacción catódica: Cu2++2e-→Cu

(3) Galvanoplastia: tomando como ejemplo el revestimiento de cobre en la superficie del hierro

El metal Fe a recubrir es el cátodo, y el metal recubierto de Cu es el ánodo, y la solución de CuSO4 es la solución electrolítica.

Reacción anódica: Cu→Cu2＋＋2e－

Reacción catódica: Cu2＋＋2e－→ Cu

3. La energía química se convierte en energía eléctrica: batería

1. Principio de funcionamiento de la batería primaria

(1) Concepto de batería primaria:

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Un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica se llama batería primaria.

(2) Principio de funcionamiento de la batería primaria de Cu-Zn:

Como se muestra en la figura , La batería primaria de Cu-Zn, en la que Zn es el electrodo negativo y Cu es el electrodo positivo, forma un circuito cerrado. El fenómeno final es: la lámina de Zn se disuelve gradualmente, se generan burbujas en la lámina de Cu y el puntero del amperímetro se desvía. El principio de reacción de la batería primaria es: Zn pierde electrones, la reacción del electrodo negativo es: Zn → Zn2++2e-; Cu gana electrones y la reacción del electrodo positivo es: 2H++2e-→H2. formar una corriente eléctrica La reacción total es: Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu.

(3) Energía eléctrica de la batería primaria

Si se utilizan dos metales como electrodos, el activo. el metal es el electrodo negativo y el metal inactivo es el electrodo positivo; si se utilizan como electrodos un metal y un no metal, el metal es el electrodo negativo y el no metal es el electrodo positivo. 2. Suministro de energía química

(1) Batería seca de zinc-manganeso

Reacción negativa: Zn→Zn2++2e-;

Reacción positiva: 2NH4+ +2e-→2NH3+H2;

(2) Batería de plomo-ácido

Reacción negativa: Pb＋SO42－PbSO4＋2e－

Reacción positiva del electrodo: PbO2＋4H＋＋SO42－+2e －PbSO4+2H2O

Reacción total durante la descarga: Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4+2H2O.

Al cargar Reacción total: 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.

( 3) Pila de combustible de hidrógeno-oxígeno

Reacción del ánodo: 2H2+4OH-→4H2O+4e-

Reacción del electrodo positivo: O2+2H2O+4e-→4OH-

Reacción total de la batería: 2H2+O2=2H2O

3. Corrosión y protección del metal

(1) Corrosión del metal

Superficie del metal y proceso en En el que las sustancias circundantes reaccionan químicamente o se destruyen por acción electroquímica se llama corrosión del metal.

(2) Principio electroquímico de la corrosión del metal.

El arrabio contiene carbono. Se puede formar una batería, con hierro como electrodo negativo, y la reacción del electrodo es: Fe→Fe2++2e-. El oxígeno disuelto en la película de agua se reduce y la reacción del electrodo positivo es: O2+2H2O+4e-→. 4OH- Esta corrosión es "corrosión que absorbe oxígeno". La reacción es: 2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2, el Fe(OH)2 se oxida inmediatamente: 4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(. OH)3, Fe(OH)3 se descompone y se transforma en óxido. Si la película de agua se encuentra en un lugar con un ambiente de alta acidez,

La reacción positiva es: 2H++2e-→H2 ↑ Esta corrosión se llama "corrosión por desprendimiento de hidrógeno".

(3) Protección del metal

El metal está en seco. ambiente, o en un La superficie del metal se pinta con pintura, cerámica, asfalto, plástico y se galvaniza para formar una capa protectora de metal con fuerte resistencia a la corrosión, que destruye las condiciones para la formación de la batería primaria. También se puede utilizar el principio de la batería primaria y se puede utilizar el método de protección del ánodo de sacrificio. También se puede utilizar el principio de electrólisis y se puede utilizar el método de protección catódica de corriente impresa.

Capítulo 2, La dirección. , límite y velocidad de las reacciones químicas (secciones 1 y 2)

Las reacciones de la batería primaria son todas Es una reacción que ocurre espontáneamente. Muchas reacciones en las celdas electrolíticas no ocurren espontáneamente. ¿Una reacción ocurre espontáneamente?

1. Dirección de la reacción química

1. Cambio de entalpía de la reacción y dirección de la reacción

La mayoría de las reacciones exotérmicas pueden ocurrir espontáneamente, es decir, la mayoría de las reacciones con ΔH<0 pueden ocurrir de manera espontánea. Algunas reacciones endotérmicas también pueden ocurrir de manera espontánea, como la reacción de NH4HCO3 y CH3COOH. Algunas reacciones endotérmicas pueden ocurrir a temperatura ambiente. Por ejemplo, el CaCO3 se descompone a altas temperaturas para generar CaO y CO2.

2. Cambio de entropía de reacción y dirección de reacción.

La entropía describe el caos del sistema. El concepto de grado, mayor es. valor de entropía, mayor es el grado de desorden del sistema. El cambio de entropía ΔS de la reacción es la diferencia entre la entropía total del producto de reacción y la entropía total de los reactivos. La reacción que produce gas es una reacción que aumenta la entropía. , y el aumento de entropía favorece el progreso espontáneo de la reacción

3. El cambio de entalpía y el cambio de entropía tienen el mismo impacto en la dirección de la reacción. <0 reacción puede proceder espontáneamente.

La reacción ΔH- TΔS=0 alcanza el estado de equilibrio.

La reacción ΔH-TΔS>0 no puede proceder espontáneamente.

Bajo ciertos En condiciones de temperatura y presión, las reacciones espontáneas siempre se mueven hacia la dirección ΔH-TΔS< 0 hasta el estado de equilibrio

2 Límites de las reacciones químicas

1. >

(1) Reacciones reversibles que alcanzan el equilibrio, la relación entre el producto del coeficiente de potencia de la concentración del producto y el producto del coeficiente de potencia de la concentración del reactivo es una constante. Esta constante se llama constante de equilibrio químico. representado por el símbolo K.

(2) Equilibrio El tamaño de la constante K refleja hasta qué punto puede proceder una reacción química (es decir, el límite de la reacción). Cuanto mayor sea la constante de equilibrio, más completa será. la reacción puede continuar.

(3) Escritura de expresiones constantes de equilibrio y ecuaciones químicas El método está relacionado Para una reacción reversible dada, las constantes de equilibrio de las reacciones directa e inversa son recíprocas entre sí. /p>

(4) Con la ayuda de la constante de equilibrio, se puede juzgar si la reacción ha alcanzado un estado de equilibrio: cuando el cociente de concentración Qc de la reacción es igual a la constante de equilibrio Cuando Kc es igual, significa que la reacción ha alcanzado un estado de equilibrio.

2. La tasa de conversión de equilibrio de la reacción

(1) La tasa de conversión de equilibrio se basa en la concentración del reactivo convertido y la concentración inicial del reactivo expresada como una relación de concentraciones. Por ejemplo, la expresión de la tasa de conversión de equilibrio del reactivo A es:

α(A) =

(2. ) El movimiento hacia adelante del equilibrio no necesariamente aumenta la tasa de conversión de equilibrio del reactivo. Aumentar la concentración de un reactivo puede aumentar la tasa de conversión de equilibrio del otro reactivo.

(3) El La constante de equilibrio y la tasa de conversión de equilibrio del reactivo se pueden calcular entre sí.

3. Efecto de las condiciones de reacción sobre el equilibrio químico.

(1) Efecto de la temperatura.

El aumento de la temperatura hace que el equilibrio químico se mueva hacia la dirección endotérmica; la disminución de la temperatura mueve el equilibrio químico hacia la dirección exotérmica. El efecto de la temperatura sobre el equilibrio químico se logra cambiando la constante de equilibrio.

(2) Efecto de la concentración

Aumentar la concentración del producto o Cuando se reduce la concentración de los reactivos, el equilibrio se mueve en la dirección de la reacción inversa cuando se aumenta la concentración de los reactivos; la concentración de los productos se reduce, el equilibrio se mueve en la dirección de la reacción directa.

Cuando la temperatura es constante, cambiar la concentración puede hacer que el equilibrio se desplace, pero la constante de equilibrio permanece sin cambios. En la producción química, la tasa de conversión de otro reactivo costoso a menudo aumenta al aumentar la concentración de un reactivo barato y fácilmente disponible.

(3) Efecto de la presión

Para una reacción con ΔVg=0, si se cambia la presión, el estado de equilibrio químico permanece sin cambios.

Para una reacción con ΔVg≠0, si se aumenta la presión, el equilibrio químico se mueve en la dirección en la que el volumen de la sustancia gaseosa disminuye.

(4) Principio de Le Chatelier

El principio de Le Chatelier se puede derivar de los efectos de la temperatura, la concentración y la presión sobre los movimientos de equilibrio.

: Si se cambia una condición que afecta el equilibrio (concentración, presión, temperatura, etc.), el equilibrio se moverá en la dirección que puede debilitar este cambio.

Ejemplo de análisis de preguntas

Ejemplo 1. Se conoce el siguiente calor Ecuación química:

(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

Escribe la ecuación termoquímica para la reducción de FeO(s) por CO a Fe y CO2.

Análisis: Según la ley de Geiss : ya sea que la reacción química se complete en un paso o en varios pasos. Completa, el calor de la reacción es el mismo. Podemos analizarlo a partir de las ecuaciones relevantes dadas en la pregunta: De la ecuación (3) y la ecuación (1) podemos ver. que hay sustancias relevantes que necesitamos, pero la ecuación (3) debe pasar la ecuación (2). La capacidad material relevante se combina con la ecuación (1).

Supongamos que la ecuación (3)×2+ecuación (2) ); se puede expresar como (3)×2+(2)

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

Organiza la ecuación (4): Fe2O3(s)+CO( g)=2FeO(s)+CO2(g); ΔH=-3kJ/mol

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

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

Respuesta: FeO(s)+CO(s)=Fe(s)+CO2( g); >Ejemplo 2. La pila de combustible de sales fundidas tiene una alta eficiencia de generación de energía, por lo que ha llamado la atención. Se puede utilizar una mezcla de sales fundidas de Li2CO3 y Na2CO3 como electrolito, el CO es el gas del ánodo y el aire es el gas mezclado con CO2. Se obtiene un gas de soporte de gas catódico y una pila de combustible que funciona a 650 °C para completar la ecuación de reacción de la batería:

Ecuación de reacción del ánodo: 2CO+2CO32-→4CO2+4e-

Fórmula de reacción del cátodo: ​​​O2 es el oxidante y la fórmula de reacción total de la batería es: 2CO+O2=2CO2. Resta la fórmula de reacción del electrodo negativo de la batería (es decir, el ánodo al que se hace referencia en. la pregunta) de la fórmula de reacción total, y puede obtener la fórmula de reacción del electrodo positivo de la batería (es decir, el cátodo al que se hace referencia en la pregunta): O2+2CO2+4e-= 2CO32-.

Respuesta: O2 + 2CO2 + 4e- = 2CO32-; 2CO + O2 = 2CO2

Ejemplo 3. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre la dirección de la reacción es correcta (　 )

A. Los procesos espontáneos que liberan calor suelen ser procesos en los que el valor de entropía disminuye.

B. Los procesos espontáneos que liberan calor suelen ser procesos en los que el valor de entropía aumenta.

C. El agua que fluye espontáneamente de mayor a menor es la tendencia hacia el estado de energía más bajo.

D. Es posible juzgar la dirección de una reacción química basándose únicamente en el cambio de entalpía.

Análisis: los procesos exotérmicos espontáneos pueden hacer que el valor de entropía disminuya, aumente o no tenga cambios significativos, por lo que A es incorrecto juzgar la dirección de la reacción basándose únicamente en el cambio de entalpía. por un criterio compuesto compuesto por el criterio de energía y el criterio de entropía. D es incorrecto. El agua fluye espontáneamente de mayor a menor, y es correcto tender al estado de energía más bajo. Algunas reacciones endotérmicas también pueden ocurrir espontáneamente. C y 1,01×105Pa, 2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g) ΔH=56,7kJ/mol, (NH4)2CO3(s)＝N;

H4HCO3 (s) + NH3 (g); ΔH = 74,9 kJ/mol Las dos reacciones anteriores son reacciones endotérmicas y reacciones de aumento de entropía, por lo que B también es correcta.

Respuesta:

Revisión de los principios de las reacciones químicas (2)

Explicación del conocimiento

Capítulo 2, secciones 3 y 4

1. La velocidad de las reacciones químicas

1. Cómo se desarrollan las reacciones químicas

(1) Reacciones elementales: las reacciones que se pueden completar en un solo paso se denominan reacciones elementales. se completan en varios pasos.

(2) Proceso de reacción: la ecuación química generalmente escrita es una reacción total compuesta de varias reacciones elementales. La secuencia de reacción se llama reacción. proceso, también conocido como mecanismo de reacción.

(3) Los procesos de reacción de diferentes reacciones son diferentes. Los procesos de reacción de la misma reacción también pueden ser diferentes en diferentes condiciones, y la diferencia en los procesos de reacción causa. la reacción Diferencias de velocidades.

2. Velocidad de reacción química

(1) Concepto:

La disminución de reactivos o el aumento de productos por unidad de tiempo. puede expresar la velocidad de la reacción, es decir, la velocidad de la reacción, representada por el símbolo v.

(2) Expresión:

(3) Características

Para reacciones específicas, los valores obtenidos cuando se utilizan diferentes sustancias para expresar las velocidades de reacción química pueden ser diferentes, pero la relación de las velocidades de reacción química expresadas por cada sustancia es igual a la relación de los coeficientes de cada sustancia en la ecuación química.

3. Concentración en la reacción Efecto de la velocidad

(1) Constante de velocidad de reacción (K)

La constante de velocidad de reacción ( K) representa la velocidad de reacción química bajo concentración unitaria. Generalmente, cuanto mayor es la constante de velocidad de reacción, mejor es la reacción y más rápida es la velocidad de reacción. La constante de velocidad de reacción no tiene nada que ver con la concentración y se ve afectada por factores como la temperatura y el catalizador. y propiedades de la superficie sólida.

(2) El efecto de la concentración en la velocidad de reacción

aumenta A medida que aumenta la concentración de reactivos, la velocidad de reacción directa aumenta a medida que disminuye la concentración de reactivo; la velocidad de reacción directa disminuye.

A medida que aumenta la concentración del producto, la velocidad de reacción inversa aumenta; a medida que disminuye la concentración del producto, la velocidad de reacción inversa disminuye.

(3) Efecto de. presión sobre la velocidad de reacción

La presión solo afecta a los gases. Para reacciones que involucran solo sólidos y líquidos, los cambios de presión casi no tienen efecto sobre las velocidades de reacción.

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El efecto de La presión sobre la velocidad de reacción es en realidad el efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción, porque el cambio de presión es causado por el cambio del volumen del recipiente. Cuando se comprime el volumen del recipiente, la presión del gas aumenta y la concentración de la sustancia gaseosa. aumenta, las velocidades de reacción directa e inversa aumentan; a medida que aumenta el volumen del recipiente, la presión del gas disminuye; influencia de la temperatura en la velocidad de reacción química

(1) Fórmula empírica

Arrhenius resumió la fórmula empírica para la relación entre la constante de velocidad de reacción y la temperatura:

donde A es el coeficiente proporcional, e es la base de los logaritmos naturales, R es la constante molar de los gases y Ea es la energía de activación.

Se sabe por la fórmula que cuando Ea>0, cuando la temperatura aumenta, la constante de velocidad de reacción aumenta. La velocidad de reacción química también aumenta. Se puede ver que el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción química está relacionado con la energía de activación.

(2) Energía de activación Ea. .

La energía de activación Ea es la energía de activación de la molécula. La diferencia entre la energía promedio de las moléculas reactivas y la energía promedio de las moléculas reactivas. La energía de activación de diferentes reacciones es diferente, y algunas lo son. muy diferente. Cuanto mayor sea el valor de la energía de activación Ea, mayor será el impacto del cambio de temperatura en la velocidad de reacción

5, la influencia de los catalizadores en las velocidades de reacción química

(1) Las reglas de la influencia de los catalizadores en las velocidades de reacción química:

La mayoría de los catalizadores pueden acelerar la velocidad de reacción porque el catalizador puede cambiar la velocidad de reacción al participar en la reacción. El proceso de reacción reduce la energía de activación de la reacción. reacción para aumentar efectivamente la velocidad de reacción.

(2) Características del catalizador:

El catalizador puede acelerar la velocidad de reacción sin afectar su calidad y propiedades químicas antes y después de la reacción. .

Los catalizadores son selectivos.

Los catalizadores no pueden cambiar la constante de equilibrio de una reacción química, no provocan un cambio en el equilibrio químico y no pueden cambiar la tasa de conversión de equilibrio. /p>

2. Optimización de las condiciones de la reacción química: síntesis industrial de amoníaco

1. Límites de la reacción de síntesis de amoníaco

La reacción de síntesis de amoníaco es una reacción exotérmica y también es un gas.

La cantidad de sustancia disminuye en la reacción de reducción de entropía, por lo que bajar la temperatura y aumentar la presión ayudará a que el equilibrio químico se mueva en la dirección de generar amoníaco

2. >

( 1) La alta presión no solo ayuda a que la balanza se mueva hacia la dirección de la generación de amoníaco, sino que también acelera la velocidad de reacción. Sin embargo, la alta presión también impone altas exigencias al equipo, por lo que la presión no puede ser particularmente alta.

(2) Durante el proceso de reacción, el amoníaco se separa del gas mezclado y se puede mantener una mayor velocidad de reacción.

(3) Cuanto mayor es la temperatura, más rápido La velocidad de reacción continúa, sin embargo, si la temperatura es demasiado alta, el equilibrio se moverá en la dirección de la descomposición del amoníaco, lo que no será beneficioso para la síntesis de amoníaco.

(4) Agregar un catalizador puede. acelerar en gran medida la velocidad de reacción.

3. Condiciones adecuadas para la síntesis de amoníaco.

En la producción de amoníaco, a veces se logran las condiciones requeridas para una alta tasa de conversión y una alta velocidad de reacción. contradictorio, por lo que debemos buscar condiciones de reacción que logren una mayor velocidad de reacción y obtengan una tasa de conversión equilibrada adecuada: generalmente se utiliza hierro como catalizador, la temperatura de reacción es de alrededor de 700 K y el rango de presión es aproximadamente de entre 1×107Pa y 1 ×108Pa, y la relación de alimentación de presión parcial de N2 y H2 es 1:2,8

Capítulo 3, Comportamiento de sustancias en solución acuosa

1. Solución acuosa

1. Ionización del agua

H2OH+++OH-

La constante del producto iónico del agua KW=[H+][OH-], a 25 ℃, KW=1,0 ×10-14mol2·L-2 A medida que aumenta la temperatura, favorece la ionización del agua y aumenta el KW.

PH de la solución

A temperatura ambiente. , Solución neutra: [H+] = [OH-] = 1,0×10-7mol·L-1, pH=7

Solución ácida: [H+]>[OH-], [H+]>1,0 ×10 -7mol·L-1, pH<7

Solución alcalina: [H+]<[OH-], [OH-]>1,0×10-7mol·L-1, pH>7 < / p>

3. La forma de existencia de electrolitos en soluciones acuosas

(1) Electrolitos fuertes

Los electrolitos fuertes son electrolitos que están completamente ionizados en soluciones acuosas diluidas. están en solución Existe en forma de iones, incluidos principalmente ácidos fuertes, bases fuertes y la mayoría de las sales. Al escribir la ecuación de ionización, utilice "=" para expresarla.

(2) Electrolitos débiles

En solución acuosa Los electrolitos parcialmente ionizados existen principalmente en forma molecular en solución acuosa, y una pequeña parte existe en forma iónica. Incluyen principalmente ácidos débiles, bases débiles, agua y muy pocas sales. Al escribir ecuaciones de ionización, se representan mediante " ".

2 Ionización de electrolitos débiles e hidrólisis de sales

1. Equilibrio de ionización de electrolitos débiles.

(1) Constante de equilibrio de ionización

En Cuando se alcanza el equilibrio de ionización bajo ciertas condiciones, la relación entre el producto de las concentraciones de varios iones formados por la ionización de electrolitos débiles y la concentración de moléculas sindicalizadas en la solución es una constante, que se llama constante de equilibrio de ionización.

La constante de equilibrio de ionización de los ácidos débiles Cuanto mayor es el valor, más H+ se ioniza cuando se alcanza el equilibrio de ionización. El ácido débil polibásico se ioniza en. pasos, y cada paso de ionización tiene su propia constante de equilibrio de ionización, siendo el primer paso de ionización el principal.

(2 ) factores que afectan el equilibrio de ionización, tome CH3COOHCH3COO-+H+ como ejemplo .

Agregue agua, agregue ácido acético glacial, agregue álcali y aumente la temperatura para que el equilibrio de ionización de CH3COOH avance. Agregue CH3COONa sólido, agregue ácido clorhídrico concentrado y enfríe la ionización de CH3COOH. equilibrio en dirección opuesta.

2. Hidrólisis de sales

(1) Esencia de hidrólisis

Los iones ionizados después de disolverse la sal en agua se ionizan con la El agua H+ u OH- se combinan para formar un ácido débil o una base débil, rompiendo así el equilibrio de ionización del agua y haciendo que el agua continúe con la ionización, lo que se llama hidrólisis de la sal.

(2) Tipos y reglas de hidrólisis

①La hidrólisis de un ácido fuerte y una sal alcalina débil muestra acidez.

NH4Cl＋H2ONH3·H2O+HCl

②La hidrólisis de una sal alcalina fuerte y una sal alcalina débil muestra alcalinidad .

CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

③El ácido fuerte y las sales alcalinas fuertes no se hidrolizan.

④El ácido débil y las sales alcalinas débiles se hidrolizan doblemente.

Al2S3＋6H2O ＝2Al(OH)3↓＋3H2S ↑

(3) Desplazamiento del equilibrio de hidrólisis

Calentar y agregar agua puede promover la hidrólisis de las sales, y agregar ácido o álcali puede inhibir la hidrólisis de las sales. Además, los aniones ácidos débiles y los cationes básicos débiles promueven la hidrólisis entre sí cuando se mezclan. p>

Tres, Equilibrio precipitación-disolución

1. Equilibrio precipitación-disolución y producto de solubilidad

(1) Concepto

Cuando un sólido se disuelve en agua, la cantidad de sólido disuelto en agua. Cuando la velocidad es igual a la velocidad a la que los iones se combinan para formar un sólido, la disolución del sólido y la formación de precipitación alcanzan un estado de equilibrio, que se llama equilibrio precipitación-disolución. La constante de equilibrio se llama constante del producto de solubilidad, denominada producto de solubilidad, y está representada por Ksp.

PbI2(s)Pb2+(aq)+2I-(aq)

Ksp＝[Pb2＋][I-]2＝7.1×10-9mol3·L-3

(2) Características del producto de solubilidad Ksp

Ksp solo está relacionado con la La naturaleza y la temperatura del electrolito poco soluble y no tiene nada que ver con la cantidad de precipitación. Los cambios en la concentración de iones en la solución pueden hacer que el equilibrio cambie, pero no cambia la solubilidad del producto.

Ksp refleja la solubilidad de electrolitos poco solubles en agua.

2. Aplicación del equilibrio precipitación-disolución

(1) Disolución de la precipitación y generación

Según. Para la comparación entre el cociente de concentración Qc y el producto de solubilidad Ksp, las reglas son las siguientes:

Cuando Qc=Ksp, se encuentra en un estado de equilibrio de precipitación y disolución.

Cuando Qc>Ksp, los iones en la solución se combinan para precipitar hasta el equilibrio.

Cuando Qc

(2) Transformación de la precipitación

Según el tamaño del producto de solubilidad, un precipitado con un producto de solubilidad grande se puede transformar en un precipitado con un producto de solubilidad más pequeño. Esto se llama transformación de precipitación.

IV. Condiciones para que se produzca la reacción iónica.

(. 1) Se genera precipitación

En la solución existente los iones se combinan directamente para formar un precipitado y hay una transformación del precipitado.

(2) Generación de electrolitos débiles

Principalmente H+ y radicales ácidos débiles forman ácidos débiles, o OH- y cationes básicos débiles forman bases débiles, o H+ y OH- generan H2O.

(3) Generan gas

Cuando se genera un ácido débil, muchos ácidos débiles pueden descomponerse para generar gas.

(4) Se produce una reacción de oxidación-reducción

Los iones fuertemente oxidantes y los iones fuertemente reductores son propensos a la reacción de oxidación-reducción, y la mayoría de ellas ocurren en condiciones ácidas.

2. ¿Puede proceder la reacción iónica?

(1) Según el cambio de entalpía y el cambio de entropía. criterios

la reacción iónica de ΔH-TΔS<0 puede proceder espontáneamente a temperatura ambiente.

(2) Según el criterio de la constante de equilibrio

Cuando el equilibrio La constante de una reacción iónica es muy grande, indica que la tendencia de la reacción es muy grande.

3. Aplicación de reacciones iónicas

(1) Determine si pueden existir iones en la solución. en grandes cantidades

Los iones que pueden reaccionar entre sí no pueden existir en grandes cantidades. Preste atención a las condiciones implícitas en la pregunta.

(2) Se utiliza para pruebas cualitativas de sustancias<. /p>

De acuerdo con la reacción característica de los iones, principalmente el color de la precipitación o la generación de gas, se realizan pruebas cualitativas de los iones característicos.

( 3) Se utiliza para el cálculo cuantitativo de iones

Las más comunes incluyen la titulación de neutralización ácido-base y la titulación redox.

(4) Reacciones iónicas comunes en la vida.

La formación y ablandamiento del agua dura involucra muchos reacciones iónicas, que incluyen principalmente:

La formación de Ca2+ y Mg2+.

CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

MgCO3＋CO2+H2O＝Mg2＋＋2HCO3 －

El método de calentamiento y ebullición reduce la dureza del agua:

Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2 ↑＋H2O

Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2 ↑ +H2O

O agregue Na2CO3 para ablandar el agua dura:

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓