Buscando algunos puntos de conocimiento de química en el primer semestre de la escuela secundaria. Ejercicios [requiere explicación]

Equilibrio químico

1. Definición:

Estado de equilibrio químico: Bajo ciertas condiciones, cuando una reacción reversible avanza hasta el punto en que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales, los componentes cambiarán. La concentración ya no cambia y alcanza un "equilibrio" aparentemente estático. Este es el límite que puede alcanzar esta reacción, es decir, un estado de equilibrio químico.

Características del equilibrio químico

Inverso (la premisa del estudio son reacciones reversibles)

Etc. (las velocidades de reacción directa e inversa de una misma sustancia son igual)

Dinámico (equilibrio dinámico)

Constante (la concentración y fracción de masa de cada sustancia son constantes)

Variable (las condiciones cambian, el equilibrio cambia)

La base para juzgar el equilibrio

Métodos y bases para juzgar si una reacción reversible ha alcanzado el equilibrio

Un ejemplo de la reacción mA(g) nB(g ) pC(g) qD(g)

El contenido de cada componente en el sistema de mezcla ①La cantidad de cada sustancia o la fracción de cantidad de cada sustancia debe estar equilibrada

②La masa de cada sustancia o la fracción de masa de cada sustancia debe estar equilibrada

③El volumen o la fracción de volumen de cada gas debe estar equilibrado

④El volumen total, la presión total y la cantidad total de sustancia no deben necesariamente estar equilibrado

Reacciones directas e inversas

Relación entre tasas ① m molA se consume en unidad de tiempo y m molA se genera al mismo tiempo, es decir, V (directo) = Equilibrio V (inverso)

② n molB se consume en unidad de tiempo y p molC se consume al mismo tiempo. Entonces V (positivo) = V (inverso) equilibrio

③V ( A): V (B): V (C): V (D) = m: n: p: q, V (positivo) No necesariamente igual a V (inverso), no necesariamente equilibrado

④ n molB se genera en unidad de tiempo y q molD se consume al mismo tiempo, porque todos se refieren a V (inverso), no necesariamente equilibrado

Presión ① Cuando m n≠p q, la presión total es constante (otras condiciones son constantes) equilibrio

② Cuando m n=p q, la presión total es constante (otras condiciones son constantes) No necesariamente equilibrado

El equilibrio relativo promedio del gas mixto Molecular masa Mr ①Cuando Mr es constante, se equilibra sólo cuando m n≠p q

②Cuando Mr es constante, no necesariamente se equilibra cuando m n=p q

Cualquier reacción en temperatura va acompañada de la energía cambia cuando la temperatura del sistema es constante (las demás cosas permanecen sin cambios), el equilibrio

La densidad del sistema no necesariamente debe estar en equilibrio

Otros, como el color. del sistema ya no cambia, etc. están equilibrados

(2) ) Factores que afectan el movimiento del equilibrio químico

1 El efecto de la concentración sobre el movimiento del equilibrio químico

p>

(1) La ley de la influencia: cuando otras condiciones permanecen sin cambios, la concentración del reactivo aumenta. La concentración o la reducción de la concentración de productos pueden mover el equilibrio en la dirección positiva aumentando la concentración de productos o disminuyendo la concentración; de reactivos puede mover el equilibrio en la dirección inversa

(2) Aumentar la cantidad de sólido o líquido puro, debido a que la concentración permanece sin cambios, por lo que el equilibrio _no se mueve_

(3 ) Para una reacción en una solución, si la solución se diluye, la concentración de los reactivos __disminuye__, produciendo La concentración de la sustancia también _disminuye_, V positivamente _disminuye_ y V inversamente _disminuye_, pero el grado de disminución es diferente. El resultado general es que. el equilibrio químico cambia a la suma de los números estequiométricos en la ecuación de reacción _más grande_ dirección del movimiento.

2. La influencia de la temperatura en el movimiento del equilibrio químico

Regla de influencia: Cuando otras condiciones permanecen sin cambios, un aumento de la temperatura hará que el equilibrio químico avance hacia una ___reacción endotérmica_. Moviéndose en la dirección _____, una disminución de la temperatura hará que el equilibrio químico se desplace en la dirección de la _reacción exotérmica__.

3. La influencia de la presión en el movimiento del equilibrio químico

Regla de influencia: Cuando otras condiciones permanecen sin cambios, el aumento de la presión hará que el equilibrio se mueva en la dirección del __volumen. reducción___; Disminuir la presión desplazará el equilibrio en la dirección de ___aumento de volumen__.

El efecto de los catalizadores sobre el equilibrio químico: dado que el uso de catalizadores afecta la velocidad de reacción directa y la velocidad de reacción inversa en la misma medida, el equilibrio __ no se mueve ___. Pero el uso de un catalizador puede afectar el tiempo que tarda una reacción reversible en alcanzar el equilibrio.

Principio de Le Chatelier (principio de cambio de equilibrio): Si se cambia una de las condiciones que afectan el equilibrio (como la temperatura, la presión, la concentración), el equilibrio se mueve en una dirección que debilita este cambio.

Constante de equilibrio químico

(1) Definición: A una determinada temperatura, cuando una reacción alcanza el equilibrio químico, ___ el producto de la concentración del producto elevado a la potencia de la concentración del producto y el producto de la concentración del reactivo elevado a la potencia La relación de es una relación ____ constante. Símbolo: __K__

(2) Cuestiones a las que se debe prestar atención cuando se utiliza la constante de equilibrio químico K:

La concentración de cada sustancia en la expresión es la __concentración cambiante___, no la concentración inicial Tampoco es la cantidad de materia.

K sólo está relacionado con la __temperatura (T)___ y ​​no tiene nada que ver con la concentración de reactivos o productos.

3. Cuando hay sólido o líquido puro en los reactivos o productos, dado que su concentración es fija, puede considerarse como "1" y no sustituirse en la fórmula.

Para reacciones llevadas a cabo en soluciones diluidas, si hay agua involucrada, no es necesario escribir la concentración de agua en la relación de equilibrio.

Aplicación de la constante de equilibrio químico K:

El valor de la constante de equilibrio químico es un signo del grado de avance de la reacción reversible. Cuanto mayor sea el valor de K, mayor será la concentración del _producto___ en el equilibrio y mayor será el grado de su ___reacción directa__, es decir, más __completa___ será la reacción y los reactivos se convertirán. Cuanto _mayor___ sea la velocidad. Al contrario, ocurre todo lo contrario. Generalmente, cuando Kgt; _105__, la reacción ocurre casi por completo.

El valor K se puede utilizar como estándar para determinar si la reacción reversible en curso está equilibrada y dónde establecer el equilibrio si está desequilibrada. (Q: producto de concentración)

Q_<__K: La reacción avanza en la dirección de la reacción directa;

Q__=_K: La reacción está en equilibrio;

Q_>__K: La reacción transcurre en la dirección de reacción inversa

El valor de K se puede utilizar para determinar el efecto térmico de la reacción

Si la temperatura aumenta y el valor de K aumenta , la reacción directa es una reacción __endotérmica___

Si la temperatura aumenta y el valor de K disminuye, la reacción directa es una reacción __exotérmica___

Equilibrio equivalente

Concepto: Bajo ciertas condiciones (temperatura constante, volumen constante o temperatura constante y presión constante), después de que la misma reacción reversible con diferentes condiciones de adición inicial alcanza el equilibrio, el contenido porcentual de cualquier componente idéntico será el mismo. Estas balanzas químicas se denominan balanzas equivalentes.

Clasificación

(1) Equilibrio equivalente en condiciones de temperatura y volumen constantes

Categoría 1: Reacciones reversibles en las que el número de moléculas de gas cambia antes y después la reacción: se debe asegurar que la proporción de números estequiométricos sea la misma que antes, al mismo tiempo, se debe asegurar que la cantidad de sustancias en el mismo lado de los lados izquierdo y derecho de la ecuación balanceada sea la misma; como antes.

Categoría 2: Para reacciones reversibles en las que el número de moléculas de gas permanece sin cambios antes y después de la reacción: siempre que la proporción de las cantidades de reactivos sea la misma que la original, se pueden considerar los dos. equivalente.

(2) Equilibrio equivalente a temperatura y presión constantes

Mientras la relación de los números estequiométricos de las reacciones reversibles sea la misma, se puede considerar como un equilibrio equivalente. .

Dirección de la reacción química

Cambio de entropía de la reacción y dirección de la reacción:

Entropía: una función de estado de la materia, utilizada para describir el grado de caos del sistema. , símbolo Es S. Unidad: J*mol-1*K-1

El sistema tiende a cambiar del orden al desorden, lo que hace que la entropía del sistema aumente. Esto se llama principio de aumento de entropía. y también es la base para juzgar la dirección de la reacción. .

(3) Para la misma sustancia, el valor de entropía es mayor en el estado gaseoso, seguido por el estado líquido y el más pequeño en el estado sólido.

Es decir, S(g)〉S(l)〉S(s)

Base para juzgar la dirección de la reacción

Bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, la base para juzgar las reacciones químicas es:

ΔH-TΔS<0 La reacción puede proceder espontáneamente

ΔH-TΔS=0 La reacción alcanza el equilibrio

ΔH-TΔS>0 La reacción no puede proceder espontáneamente

Nota: (1) Cuando ΔH es negativo y ΔS es positivo, cualquier reacción de temperatura puede proceder espontáneamente

(2) Cuando ΔH es positivo y ΔS es negativo, cualquier temperatura la reacción no puede ocurrir espontáneamente Realizar

Balance iónico en solución acuosa

1. Ionización de electrolitos débiles

Definición: Electrolito: Compuesto que puede conducir electricidad en un medio. solución acuosa o en estado fundido se llama electrolito

No electrolito es un compuesto que no puede conducir electricidad en una solución acuosa o en estado fundido

Un electrolito en el que un electrolito fuerte está completamente ionizado en iones en una solución acuosa

El electrolito débil está en Un electrolito en el que solo algunas moléculas en una solución acuosa se ionizan en iones

La diferencia esencial entre electrolitos y no- electrolitos:

Electrolitos - compuestos iónicos o ***compuestos valentes No electrolitos - ***compuestos valentes Compuestos

Nota: ①Los electrolitos y los no electrolitos son compuestos ②SO2, NH3, CO2 , etc. no son electrolitos

③Los electrolitos fuertes no son iguales a los compuestos que son fácilmente solubles en agua (como el BaSO4 no es soluble en agua, pero todo el BaSO4 disuelto en agua está ionizado, por lo que BaSO4 es un electrolito fuerte): la fuerza del electrolito no tiene nada que ver con la conductividad y la solubilidad.

Equilibrio de ionización: Bajo ciertas condiciones, cuando la velocidad a la que las moléculas de electrolito se ionizan en iones y los iones se combinan para formar, el proceso de ionización alcanza un estado de equilibrio, que se llama equilibrio de ionización.

Factores que afectan el equilibrio de la ionización:

Temperatura: la ionización generalmente absorbe calor y el aumento de la temperatura es beneficioso para la ionización.

B. Concentración: Cuanto mayor es la concentración, menor es el grado de ionización; cuando la solución se diluye, el equilibrio de ionización se mueve en la dirección de la ionización. C. Mismo efecto iónico: agregar un electrolito con el mismo ión que el electrolito débil a una solución de electrolito débil debilitará la ionización. D. Otros reactivos externos: agregar sustancias que puedan reaccionar con ciertos iones producidos por la ionización de electrolitos débiles es beneficioso para la ionización.

Escribir la ecuación de ionización: use el símbolo reversible para escribir la distribución de ionización del ácido débil (el primer paso es principalmente)

Constante de ionización: bajo ciertas condiciones, cuando el electrolito débil alcanza el equilibrio de ionización, la relación entre el producto de las concentraciones de varios iones generados por la ionización en la solución y la concentración de moléculas sindicalizadas en la solución es una constante. Se llama constante de equilibrio de ionización (Ka se usa generalmente para representar ácido y Kb representa base).

Método de expresión: AB A B- Ki=[ A ][ B-]/[AB]

Factores que influyen:

a. El tamaño de la constante de ionización está determinado principalmente por la naturaleza de la sustancia.

b. La constante de ionización se ve afectada por los cambios de temperatura, no por los cambios de concentración, y generalmente no cambia mucho a temperatura ambiente.

C. A la misma temperatura, para diferentes ácidos débiles, cuanto mayor sea la constante de ionización, mayor será el grado de ionización y más fuerte será la acidez.

Tales como: H2SO3gt; H3PO4gt; HFgt; CH3COOHgt; H2CO3gt; HClO

2. >

Producto iónico del agua: KW = c[H]?c[OH-]

A 25 ℃, [H ]=[OH-] =10-7 mol/L KW =; [H ]*[OH-] = 1*10-14

Nota: KW solo está relacionado con la temperatura Si la temperatura es constante, el valor de KW será constante

KW. no solo es adecuado para agua pura, sino también para cualquier solución (ácido, álcali, sal)

2 Características de la ionización del agua: (1) Reversible (2) Endotérmica (3) Extremadamente débil

.

3. Efectos sobre el equilibrio de la ionización del agua Factores externos:

①Ácido y álcali: inhiben la ionización del agua KW<1*10-14

②Temperatura: promueven la ionización del agua (la ionización del agua es endotérmica)

③Sales fácilmente hidrolizables: favorecen la ionización del agua KW 〉 1*10-14

4. Acidez y alcalinidad y pH de la solución:

(1) pH=-lgc[H]

(2) Método de medición del pH:

Indicador ácido-base: naranja de metilo, tornasol, fenolftaleína.

Rango de cambio de color: naranja de metilo 3,1~4,4 (naranja), tornasol 5,0~8,0 (púrpura), fenolftaleína 8,2~10,0 (rojo claro)

Papel de prueba de pH: opere el vidrio varilla para sumergir Coloque el líquido desconocido en el papel de prueba y compárelo con la tabla de colores estándar.

Nota: ① No moje el papel de prueba de pH con agua por adelantado ② Una amplia gama de papel de prueba de pH solo puede leer valores o rangos enteros

3. calcular el valor de pH de la solución mixta

Mezcla de ácido fuerte y ácido fuerte: (busque primero la mezcla [H]: agregue las cantidades de sustancias de iones H en los dos ácidos y divídalas por el volumen total, y luego encuentra los demás) [H]mix = ([H]1V1 [ H ]2V2)/(V1 V2)

Mezcla de base fuerte y base fuerte: (Primero encuentra la mezcla [OH-]: sume las cantidades de especies de iones OH en los dos ácidos y divida por el volumen total, luego encuentre otras) [OH-]mix = ([OH-]1V1 [OH-]2V2)/(V1 V2) (Nota: [H ]la mezcla no se puede calcular directamente)

Ácido fuerte y base fuerte Mezcla: (Primero calcule el H u OH- restante de acuerdo con H OH- == H2O, ① Si hay exceso de H, divida el número de H restante por el volumen total de la solución para calcular la mezcla de [H], si hay exceso de OH-, use el OH- restante. Divida el número por el volumen total de la solución para encontrar la mezcla de [OH-] y luego encuentre otra. )

Las reglas cambiantes del valor de pH de la solución durante el proceso de dilución:

Solución de ácido fuerte: cuando se diluye 10 n veces, el pH es diluido = pH n original (pero nunca mayor o igual a 7)

Solución ácida débil: al diluir 10n veces, el pH se diluye < pH n original (pero nunca mayor o igual a 7)

Alcalino fuerte solución: Cuando se diluye 10n veces, el pH es diluido = pH original - n (pero nunca puede ser menor o igual a 7)

Solución alcalina débil: Cuando se diluye 10n veces, el pH es diluido> pH original - n (pero nunca puede ser menor o igual a 7) Nunca puede ser menor o igual a 7)

Independientemente de cualquier solución, el pH es cercano a 7 cuando se diluye (es decir es decir, cercano a neutro); el pH de cualquier solución es cercano a 7 después de una dilución infinita.

Cuando se diluyen, el pH de los ácidos débiles, las bases débiles y las soluciones de sales hidrolizadas cambia lentamente, mientras que el pH de los ácidos fuertes. y las bases fuertes cambian rápidamente.

Ácido fuerte (pH1) Base fuerte (pH2)

Reglas de cálculo de mezcla

1 Si se mezclan volúmenes iguales

pH1 pH2. =14 Entonces la solución es neutra pH=7

pH1 pH2≥15 entonces la solución es alcalina pH=pH2-0.3

pH1 pH2≤13 entonces la solución es ácida pH=pH1 0,3

p>

2. Si se mezcla, parece neutro

pH1 pH2=14 V ácido: V base=1:1

pH1 pH2≠14 V ácido: V base= 1:10 [14- (pH1 pH2)]

6. Titulación de neutralización ácido-base:

Hidrólisis de sales (solo se hidrolizan las sales solubles en agua)

p>

Hidrólisis de sales: reacción en la que los iones ionizados por la sal en una solución acuosa se combinan con el H u OH- ionizado por el agua para formar un electrolito débil.

La esencia de la hidrólisis: Los iones ionizados por la sal en la solución acuosa se combinan con el H u OH- ionizado por el agua, destruyendo la ionización del agua, moviendo el equilibrio hacia la derecha y promoviendo la ionización del agua.

Leyes de hidrólisis de las sales:

①Solo se hidrolizarán los que sean débiles, y los que sean débiles no se hidrolizarán. Cuanto más débil, más se hidrolizará el que sea más fuerte; Muestre qué naturaleza, ambos débiles se hidrolizarán, y el mismo fuerte mostrará el sexo medio.

②Radicales ácidos débiles poliméricos. A la misma concentración, los radicales ortoácidos están más hidrolizados que los radicales ácido-ácido y son más alcalinos. (Por ejemplo: Na2CO3 > NaHCO3)

Características de la hidrólisis salina: (1) Reversible (recíproca con reacción de neutralización) (2) Pequeño grado (3) Endotérmica

Influencia de factores externos para hidrólisis de la sal:

①Temperatura: Cuanto mayor es la temperatura, mayor es el grado de hidrólisis (la hidrólisis es endotérmica, cuanto más caliente, más hidrolítica es)

②Concentración: Cuanto menor es la concentración , mayor es el grado de hidrólisis (cuanto más fino, más hidrolizado)

③Acido-base: Promueve o inhibe la hidrólisis de sales (H promueve la hidrólisis de aniones e inhibe la hidrólisis de cationes; OH -. promueve la hidrólisis de cationes e inhibe la hidrólisis de aniones)

Acidez y alcalinidad de la solución salina ácida:

①Solo ioniza pero no hidroliza: como HSO4-, es ácida

②El grado de ionización > el grado de hidrólisis, es ácido (como: HSO3-, H2PO4-)

③El grado de hidrólisis > el grado de ionización, que muestra alcalinidad (como: HCO3-, HS-, HPO42-)

Doble reacción de hidrólisis:

Los aniones y cationes que forman la sal pueden sufrir reacciones de hidrólisis. Las reacciones de doble hidrólisis se promueven entre sí, y el grado de hidrólisis es relativamente grande, y algunos incluso completan la hidrólisis. haciendo que la balanza se desplace hacia la derecha.

Las reacciones de doble hidrólisis completa comunes son: Fe3, Al3 y AlO2-, CO32-(HCO3-), S2-(HS-), SO32-(HSO3- y NH4-(); HCO3-) y NH4 se caracterizan por una hidrólisis mutua en precipitados o gases.

La base para equilibrar la ecuación iónica completa de la doble hidrólisis es el equilibrio de cargas en ambos lados, como por ejemplo: 2Al3 3S2- 6H2O == 2Al(OH)3↓ 3H2S ↑

Aplicación de la hidrólisis salina:

Principio de hidrólisis de ejemplos de aplicación

1. Purificación de agua

Purificación de agua de alumbre Al3 3H2O Al(OH)3 (coloide) 3H

Utilice agua alcalina caliente para eliminar elementos aceitosos CO32- H2O HCO3- OH-

Almacenamiento de medicamentos ① Al preparar la solución de FeCl3, siempre agregue una pequeña cantidad de ácido clorhídrico Fe3 3H2O Fe (OH)3 3H

②Al preparar la solución de Na2CO3, agregue siempre una pequeña cantidad de NaOH CO32- H2O HCO3- OH-

4. Prepare sal anhidra de MgCl2`6H2O. se calienta en flujo de HCl Si no, entonces:

MgCl2`6H2O Mg(OH)2 2HCl 4H2O

Mg(OH)2 MgO H2O

Espuma. el extintor de incendios utiliza una solución mixta de Al2(SO4)3 y NaHCO3 Al3 3HCO3-= Al(OH)3↓ 3CO2 ↑

6. Compare la concentración de iones en la solución salina Compare la concentración de iones en la solución de NH4Cl. NH4 H2O NH3`H2O H

c(Cl- )gt; c(NH4 )gt; c(H )gt; c(OH)-

Constante de equilibrio de hidrólisis (Kh)

Para base fuerte y sal de ácido débil: Kh =Kw /Ka (Kw es el producto iónico del agua a esta temperatura, Ka es la constante de equilibrio de ionización del ácido débil formado por el radical ácido débil bajo la condiciones)

Para ácidos fuertes y sales alcalinas débiles: Kh =Kw/Kb (Kw es el producto iónico del agua a temperatura, Kb es la constante de equilibrio de ionización de la base débil formada por la base débil bajo la condiciones)

Principios para escribir ecuaciones de ionización e hidrólisis

Ácidos poliméricos débiles (ácidos poliméricos débiles Principios para escribir la ionización (hidrólisis) de sales: escritura en pasos

Nota: Ya sea hidrólisis o ionización, depende del primer paso y el segundo paso generalmente es bastante débil.

Principios para escribir la ionización (hidrólisis) de bases débiles polibásicas (sales poliméricas de bases débiles): escritura en un solo paso

Comparación de concentraciones de partículas en soluciones

☆☆Principio Básico: Captar las tres relaciones de conservación que debe satisfacer la concentración de partículas en la solución:

①Conservación de la carga:: Cualquier solución es eléctricamente neutra La suma de los productos de la concentración de. cada catión y el número de cargas que lleva = cada La suma de los productos de la concentración del anión y el número de cargas que lleva

②Conservación del material: (es decir, conservación del número de átomos o conservación de la masa)

La cantidad total (o concentración total) de un determinado átomo = La suma de las cantidades (o concentraciones) de todas las partículas existentes en diversas formas

③Conservación del protón: es decir, la La concentración de H ionizado por el agua es igual a la concentración de OH-.