離子是指原子由于自身或外界的作用而失去或得到一個或幾個電子使其達到最外層電子數(shù)為8個或2個(氦原子)或沒有電子(四中子)的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。下面是由學習啦小編整理的高中化學選修5知識，希望對大家有所幫助。

　　高中化學選修5知識(一)

　　離子反應的應用

　　(1)判斷溶液中離子能否大量共存

　　相互間能發(fā)生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。

　　(2)用于物質(zhì)的定性檢驗

　　根據(jù)離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。

　　(3)用于離子的定量計算

　　常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。

　　(4)生活中常見的離子反應。

　　硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：

　　Ca2+、Mg2+的形成。

　　CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-

　　MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-

　　加熱煮沸法降低水的硬度：

　　Ca2++2HCO3-CaCO3↓+CO2↑+H2O

　　Mg2++2HCO3-MgCO3↓+CO2↑+H2O

　　或加入Na2CO3軟化硬水：

　　Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓

　　高中化學選修5知識(二)

　　1、化學平衡常數(shù)

　　(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)，該常數(shù)稱為化學平衡常數(shù)，用符號K表示 。

　　(2)平衡常數(shù)K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數(shù)越大，說明反應可以進行得越完全。

　　(3)平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫方式有關(guān)。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

　　(4)借助平衡常數(shù)，可以判斷反應是否到平衡狀態(tài)：當反應的濃度商Qc與平衡常數(shù)Kc相等時，說明反應達到平衡狀態(tài)。

　　2、反應的平衡轉(zhuǎn)化率

　　(1)平衡轉(zhuǎn)化率是用轉(zhuǎn)化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。

　　(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉(zhuǎn)化率提高。

　　(3)平衡常數(shù)與反應物的平衡轉(zhuǎn)化率之間可以相互計算。

　　3、反應條件對化學平衡的影響

　　(1)溫度的影響

　　升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數(shù)實現(xiàn)的。

　　(2)濃度的影響

　　增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

　　溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數(shù)不變。化工生產(chǎn)中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉(zhuǎn)化率。

　　(3)壓強的影響

　　ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態(tài)不變。

　　ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向移動。

　　(4)勒夏特列原理

　　由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

　　高中化學選修5知識(三)

　　1、反應焓變與反應方向

　　放熱反應多數(shù)能自發(fā)進行，即ΔH<0的反應大多能自發(fā)進行。有些吸熱反應也能自發(fā)進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發(fā)進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。

　　2、反應熵變與反應方向

　　熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產(chǎn)物總熵與反應物總熵之差。產(chǎn)生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。

　　3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

　　ΔH-TΔS<0反應能自發(fā)進行。

　　ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態(tài)。

　　ΔH-TΔS>0反應不能自發(fā)進行。

　　在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態(tài)。