高中化學(xué)總復(fù)習(xí)知識(shí)歸納化學(xué)反應(yīng)原理

1、第三節(jié) 電解池的工作原理及應(yīng)用一、電解原理1、電解：在 的作用下，在兩電極上分別發(fā)生 的過(guò)程。電解過(guò)程中 能轉(zhuǎn)化為 能。P192、工作原理：陰極、陽(yáng)極的正確判斷：（由電源的正、負(fù)極判斷：正 ；負(fù) ）。正確判斷電子、電流、離子的移動(dòng)方向。電子由 極流向 極；再由 極流向 極。電流由 極流向 極。陽(yáng)離子向 極移動(dòng)；陰離子向 極移動(dòng)。與原電池對(duì)比：a、電解池有外加電源；b、原電池負(fù)極發(fā)生 反應(yīng)；電解池陽(yáng)極發(fā)生 反應(yīng)。3、電解時(shí)參與電極反應(yīng)的物質(zhì)的判斷陽(yáng)極放電順序：金屬 （鉑、金除外） S2- I- OH含氧酸根。陰極放電順序： Fe3+ H.Fe2+Zn2+(H+)其它陽(yáng)離子。4、電解質(zhì)溶液的電解規(guī)

2、律-惰性電極電解電解質(zhì)溶液的實(shí)例：類型實(shí)例陽(yáng)極反應(yīng)式陰極反應(yīng)式總反應(yīng)方程式pH復(fù)原H2SO4NaOH Na2SO4 HClCuCl2NaClAlCl3CuSO4 AgNO3 5、應(yīng)用（1）氯堿工業(yè)（觀察課本20頁(yè)圖，了解各物質(zhì)產(chǎn)生與去向，即箭頭指向）陽(yáng)離子交換膜的作用： 陽(yáng)極反應(yīng)式： （ 反應(yīng))陰極反應(yīng)式： （ 反應(yīng)）總反應(yīng)方程式： 離子反應(yīng)方程式: （2）電鍍：鐵上鍍銀 材料：待鍍金屬銅作 極， 鍍層金屬作 極。電解質(zhì)溶液： 電極反應(yīng)：陽(yáng)極： ；陰極： ?，F(xiàn)象變化：陽(yáng)極： ；陰極： ，溶液濃度 。（3）電解精煉銅火法冶煉得到的銅中含有多種雜質(zhì)如（Au， Ag ， Fe ，Zn等）。電解時(shí)，用

3、 作陽(yáng)極，用 作陰極，用 作電解液。電解時(shí)陽(yáng)極主要發(fā)生了的反應(yīng)有： 、 、 、陰極反應(yīng)是： 。電解后， 形成陽(yáng)極泥，溶液濃度 。（4）電解冶煉活潑金屬（電解熔融NaCl、 、 制取金屬Na、Mg、Al）制Na時(shí)電極反應(yīng)：陽(yáng)極： ； 陰極： ?？偡磻?yīng)方程式： 。制取金屬M(fèi)g、Al總反應(yīng)方程式： ， 。6、活學(xué)活用正確區(qū)別原電池、電解池、電鍍池注意多個(gè)電解池的串聯(lián)時(shí)-陰、陽(yáng)極的判斷、通過(guò)電路電子相等用于計(jì)算，注意原電池與電解池混聯(lián)時(shí)-原電池、電解池的判別二次電池：放電時(shí)充當(dāng) 池，充電時(shí)是 池。 電極接法：原電池的負(fù)極接電源的 極，正極接電源的 極。電化學(xué)中的相關(guān)計(jì)算-解題方法：放電順序與電子守恒。

4、求產(chǎn)物的量（析出固體的質(zhì)量、產(chǎn)生氣體的體積等）、溶液的pH、相對(duì)原子質(zhì)量或某元素的化合價(jià)、化學(xué)式等。第三單元 金屬的腐蝕與防護(hù)一、金屬的腐蝕（1）定義：金屬腐蝕是指 與周?chē)h(huán)境中的物質(zhì)發(fā)生 而損耗。（2）本質(zhì)：都是金屬原子 電子而被 的過(guò)程（3）分類：化學(xué)腐蝕 金屬和接觸到的物質(zhì)直接發(fā)生 而引起的腐蝕 。 電化學(xué)腐蝕 跟電解質(zhì)溶液接觸時(shí)，會(huì)發(fā)生 反應(yīng)。使比較活潑的 而被 ，這種腐蝕叫做電化學(xué)腐蝕。 根據(jù)環(huán)境的不同，電化學(xué)腐蝕又可以分為 和 。二、鋼鐵的腐蝕： 是造成鋼鐵腐蝕的主要原因。（1）吸氧腐蝕（中性、弱酸、弱堿環(huán)境：是鋼鐵腐蝕的主要形式）負(fù)極： 正極： 總反應(yīng)： Fe(OH)2進(jìn)一步被氧

5、化成 ，方程式為： 。Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3x H2O（鐵銹主要成分）（2）析氫腐蝕（酸性環(huán)境）負(fù)極： 正極： 總反應(yīng)： 規(guī)律總結(jié)：金屬腐蝕快慢的規(guī)律：在同一電解質(zhì)溶液中，金屬腐蝕的快慢規(guī)律如下：電解原理的腐蝕 原電池的腐蝕 化學(xué)腐蝕 有防腐措施的腐蝕三、金屬的防護(hù)防止金屬銹蝕最常用的方法：（1）在金屬表面覆蓋 ；如： 等方法。（2）化學(xué)保護(hù)法：犧牲陽(yáng)極的陰極保護(hù)法該反應(yīng)是將被保護(hù)的金屬與比其更活潑的金屬連接在一起，更活潑的金屬作 極 （ ），而作為 極的金屬就能不被腐蝕而得到保護(hù)。 外加電流的 保護(hù)法。將被保護(hù)的金屬作為 極。（3）改變金屬的組成和結(jié)構(gòu)：把金屬制成防腐的合

6、金規(guī)律總結(jié)：防腐措施由優(yōu)、劣的順序如下：外接電源的陰極保護(hù)法 犧牲負(fù)極的正極保護(hù)法 無(wú)防腐條件的腐蝕專題2化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡第一單元 化學(xué)反應(yīng)速率一、化學(xué)反應(yīng)速率的（v）1、定義：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi) 。2、計(jì)算公式：v= = 3、單位： 、 4、同一反應(yīng)中，用不同物質(zhì)表示反應(yīng)速率時(shí)，速率比= 5、同一反應(yīng)在不同條件下反應(yīng)時(shí)，比較速率大小的方法： 化為同一物質(zhì) 若 ，則 。單位一致。6、速率計(jì)算模版-列三行二、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素（1）決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）（2）外因；1、濃度：結(jié)論：研究和實(shí)驗(yàn)表明，其他條件相同時(shí)， 。注意：；固體和純液體沒(méi)有濃度，因此增加固體用量，反應(yīng)速率

7、。2、壓強(qiáng)結(jié)論：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，在密閉容器中保持溫度不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，氣體 必然 ，相當(dāng)于 ，反應(yīng)速率 ；減小壓強(qiáng)，相當(dāng)于減小 ，因而反應(yīng)速率將 。由此可見(jiàn)，壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響可以歸結(jié)為 對(duì)反應(yīng)速率的影響。P37注意：氣體反應(yīng)體系充入惰性氣體（或無(wú)關(guān)氣體）時(shí)，對(duì)反應(yīng)速率的影響： 恒容：充入“惰性氣體” 總壓強(qiáng)增大 物質(zhì)濃度 反應(yīng)速率 。 恒壓：充入“惰性氣體” 體積增大 物質(zhì)濃度 反應(yīng)速率 。3、溫度：結(jié)論：實(shí)驗(yàn)表明，其他條件相同時(shí)， 。4、催化劑結(jié)論：實(shí)驗(yàn)表明， 。P38催化劑是通過(guò) 來(lái)增大反應(yīng)速率的。5、其他因素：如 。（3）微觀分析第二單元 化學(xué)反應(yīng)的方向和限度一、化學(xué)反應(yīng)的方向

8、1、自發(fā)反應(yīng) 在一定溫度和壓強(qiáng)下 就能自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)，稱為自發(fā)反應(yīng)。2、判斷化學(xué)反應(yīng)方向的依據(jù)焓變：H 0，有利于反應(yīng)的自發(fā)進(jìn)行熵變：S 0，有利于反應(yīng)的自發(fā)進(jìn)行同一物質(zhì)，即S(g)S(l)S(s)綜合： 口訣： H - TS 0 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行 H - TS 0 反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài) H - TS 0 反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行 二、化學(xué)平衡狀態(tài)1、可逆反應(yīng) 條件下，既能向 方向進(jìn)行，同時(shí)又能向 方向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)。 2、化學(xué)平衡狀態(tài)一定條件下的可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)速率與逆反應(yīng)速率 ，反應(yīng)體系中所有參加反應(yīng)的物質(zhì)的 保持不變的狀態(tài)。3、化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志4、化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷“等”同一物質(zhì)的消耗速率=生成速

9、率，如合成氨時(shí)，2v（H2）正=3v(NH3)逆“定”各組分的c、n、m、不再變化。（注：不是相等，也不是按比例）“變到不變”適用于對(duì)p總、m總、n總、M、不再變化的解決（關(guān)鍵找變化否）p總m總n總MN2(g) + 3H2(g)2NH3(g)H2(g) + I2(g)2HI(g)C(s) + H2O(g)CO(g) + H2(g)Fe2O3(s) + 3CO(g)2Fe(s) + 3CO2(g)5、化學(xué)平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率表達(dá)式： 意義：化學(xué)平衡常數(shù)K的大小能說(shuō)明反應(yīng)進(jìn)行的程度。K值越大，表示反應(yīng)進(jìn)行得 ； P48化學(xué)平衡常數(shù)只與 有關(guān)；與 、 無(wú)關(guān)。固體、水溶液中水的濃度可視為 ，其濃度不列入平

10、衡常數(shù)表達(dá)式中?；瘜W(xué)平衡常數(shù)是指某一具體反應(yīng)的平衡常數(shù)。若反應(yīng)方向改變，則平衡常數(shù)改變。若方程式中各物質(zhì)的系數(shù)等倍擴(kuò)大或縮小，盡管是同一反應(yīng)，平衡常數(shù)也會(huì)改變。應(yīng)用：A、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)_進(jìn)行程度_的標(biāo)志。K值越大，它的_方向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越_盤(pán)_。一般地，K _105_時(shí)，該反應(yīng)就進(jìn)行得基本完全了。B、判斷某時(shí)刻反應(yīng)的方向。（Q：濃度積）Q_K：向正方向；Q_K：平衡狀態(tài) ；Q_K：向逆方向行C、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為 反應(yīng)，即H 0若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為 反應(yīng)，即H 0轉(zhuǎn)化率：某一反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率可表示為： 轉(zhuǎn)化率

11、與 ， 有關(guān)。學(xué)會(huì)有關(guān)K和a的相關(guān)計(jì)算“列三行”第三單元 化學(xué)平衡的移動(dòng)一、平衡移動(dòng)方向與反應(yīng)速率的關(guān)系 （1）v正 v逆,平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。 （2）v正 v逆，平衡不移動(dòng)。 （3）v正 v逆,平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。二、外界條件對(duì)化學(xué)平衡的影響在一定條件下，aA(g)+bB(g) mC(g) H 達(dá)到了平衡狀態(tài)，若其他條件不變，改變下列條件對(duì)平衡的影響如下：（1）濃度 增大A的濃度或減小C的濃度，平衡向 方向移動(dòng)； 增大C的濃度或減小A的濃度，平衡向 方向移動(dòng)。（2）壓強(qiáng)若a+bm增大壓強(qiáng)，平衡向 的方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，平衡向 的方向移動(dòng)；若a+b=m改變壓強(qiáng)，平衡 移動(dòng)。“惰性”氣體對(duì)化

12、學(xué)平衡的影響 恒溫、恒容條件 充入“惰氣” 體系總壓增大體系中各反應(yīng)成分的濃度 平衡 。 恒溫、恒壓條件充入“惰氣”容器容積增大體系中各反應(yīng)成分的濃度同倍數(shù) （等效于 ）平衡向 移動(dòng)。 （3）溫度升高溫度，平衡向 （H 0）方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向 （H 0）方向移動(dòng)。（4）催化劑使用催化劑，因其能同等程度地改變正、逆反應(yīng)速率，平衡 移動(dòng)。（5）、.勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）： 。三、等效平衡1、概念：在一定條件下，改變起始投料方式，同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的 均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、規(guī)律： （1）等溫，等壓， （2）等溫，等容，等系數(shù)， 等溫，等容，不等系數(shù)

13、， 3、方法：將投料換算成方程式同一邊物質(zhì)。4、結(jié)果：5、應(yīng)用：詳見(jiàn)練習(xí)四、有關(guān)化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的圖象：-詳見(jiàn)考能特訓(xùn)1、解題指導(dǎo) （1）看圖象： 一看軸，即縱、橫坐標(biāo)的意義； 二看點(diǎn)，即起點(diǎn)、拐點(diǎn)、交點(diǎn)、終點(diǎn)；三看線，即線的走向和變化趨勢(shì)；四看輔助線，即等溫線、等壓線、平衡線等；五看量的變化，如濃度變化、溫度變化、轉(zhuǎn)化率變化、物質(zhì)的量的變化等。 （2）依據(jù)圖象信息，利用平衡移動(dòng)原理，分析可逆反應(yīng)的特征：吸熱還是放熱，氣體計(jì)量數(shù)增大、減小還是不變，有無(wú)固體或純液體參加或生成等。（3）先拐先平：在化學(xué)平衡圖象中，先出現(xiàn)拐點(diǎn)的反應(yīng)先達(dá)到平衡，可能是該反應(yīng)的溫度高、濃度大、壓強(qiáng)大或使用了催化劑

14、。（4）定一議二：勒夏特列原理只適用于一個(gè)條件的改變，所以圖象中有三個(gè)變量時(shí)，先固定一個(gè)量，再討論另外兩個(gè)量的關(guān)系。2、分類解析（1）速率時(shí)間圖（2）濃度時(shí)間圖（3）含量時(shí)間溫度（壓強(qiáng)）圖（4）恒壓（溫）線（5）全程速率時(shí)間圖專題3水溶液中的離子平衡第一單元 弱電解質(zhì)的電離平衡一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)：在下能導(dǎo)電的。非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里電離成離子的電解質(zhì) 。物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)： 非金屬氧化物，大部分有機(jī)物 。如SO3、CO2、NH3、C6H12O6強(qiáng)電解質(zhì)： 強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽 。如HCl

15、、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)離子化合物或共價(jià)化合物 非電解質(zhì)共價(jià)化合物注：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物。Cl2、鹽酸既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。SO2、NH3、CO2等的水溶液能導(dǎo)電，它們屬于。 金屬、石墨能導(dǎo)電，它們。 強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4難溶于水）電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解性、導(dǎo)電性無(wú)關(guān)。導(dǎo)電性與 有關(guān)。3、電離平衡的電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子 和 相等時(shí)，溶液中 ，達(dá)到 狀態(tài)。4、電離方程式的書(shū)寫(xiě)：強(qiáng)電解質(zhì)用 ，弱電解質(zhì)用 ，多元弱

16、酸分布寫(xiě)。5、電離常數(shù)：一般用 表示酸的電離平衡常數(shù)，用 表示堿的電離平衡常數(shù)。）表達(dá)式：ABA+B- Ka= A+ B-/AB電離常數(shù)影響因素及意義：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受 變化影響，不受濃度變化影響。c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度 ，酸性 。如：H2SO3HFCH3COOHH2CO3HClOHCO3-AlO2-6、電離度；（符號(hào)： ）弱電解質(zhì)的電離度可表示為： 。 電離度與溫度、 有關(guān)，一般弱電解質(zhì)溶液的 越大，電離度 。7、弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素：溫度：電離一般 熱，升溫，平衡向 方向移動(dòng)，K ，a 。濃度：濃度越大，電離程度 ；故

17、加入弱電解質(zhì)，平衡向 方向移動(dòng)，a 。 溶液加水稀釋時(shí)，電離平衡向 方向移動(dòng)，a 。同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，平衡向 方向移動(dòng)，a ?；瘜W(xué)反應(yīng)試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，平衡向 方向移動(dòng)，a 。根據(jù)電離平衡的影響因素填寫(xiě)以下表格：實(shí)例NH3H2O NH4+ +OH-影響因素加物質(zhì)或措施移動(dòng)方向電離程度c(OH-)c(NH4+ )溫度加熱濃度通入NH3(g)H2O同離子效應(yīng)NaOHNH4Cl化學(xué)反應(yīng)試劑HClAlCl38、強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較：等濃度HCl與CH3COOHab等pH HCl與CH3COOHa bpH或物質(zhì)的量濃度pH

18、：ab濃度：aba=b水的電離程度ac(CH3COO-)c(Cl-)=c(CH3COO-)等體積溶液中和NaOH的量a=bab開(kāi)始時(shí)與金屬反應(yīng)的速率ab相同等體積與過(guò)量金屬產(chǎn)生H2量相同ab第二單元水的電離和溶液的酸堿性一、水的電離與Kw1、水是的電解質(zhì)，能微弱的電離出 和 ，電離方程式為： ，簡(jiǎn)寫(xiě)為： 。2、純水在室溫下的數(shù)據(jù)在25時(shí)的純水中，c(H+)=c(OH-)= mol/LpH水的離子積常數(shù)Kw：此時(shí)水的離子積KW= 。注意：任何物質(zhì)的水溶液中，在常溫時(shí)，KW= ，KW與溶液的酸堿性無(wú)關(guān)，只與 有關(guān)。如：在100時(shí)的純水中，水的離子積KW= 1.010-12 ，c(H+)= mol/

19、L，c(OH-) mol/L二、水溶液酸堿性：溶液的酸堿性取決于。當(dāng)，溶液呈中性 25 pH 當(dāng)，溶液呈酸性 pH 當(dāng)，溶液呈堿性 pH 三、水電離平衡的影響因素實(shí)例H2OH+ + OH-條件改變平衡移動(dòng)方向c（H+）c（OH-）電離程度促進(jìn)、抑制溶液呈性升高溫度通HCl（滴濃HCl）加NaOH固體加CH3COONa固體加NH4Cl固體加入NaCl固體（1）溫度：溫度升高，水的電離，c（H+）水1.010-7。（2）加酸、加堿：水的電離，c（H+）水1.010-7。（3）加易水解的鹽：水的電離，c（H+）水1.010-7。四、溶液酸堿性表示方法（pH）：1pH計(jì)算表達(dá)式：pH= pH=0，c(

20、H+)=，pH=14，c（OH-）=。pH=7的溶液一定呈中性嗎？2適用范圍： 即c(H+)1mol/L、c(OH-)1mol/L3意義：表示溶液酸堿性的相對(duì)強(qiáng)弱，pH越小，c(H+)，酸性；反之，pH越大，c(OH-)，堿性4測(cè)定方法：。注意：事先不能用水濕潤(rùn)pH試紙；廣泛pH試紙只能讀取或范圍五、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合： c(H+) =2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：c(OH-) = 不能直接算c(H+)（三步曲） c(H+) = Kw/ c(OH-) pH= - lg c(H+)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合： 酸過(guò)量：c(H+)= 堿過(guò)量：c(OH-)=六、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化

21、規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 = pH原+ n 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀 pH原 n 5、稀釋時(shí)，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快；弱酸、弱堿和水解鹽溶液的pH變化得慢，且越弱變化越慢。（圖）七、酸堿中和滴定：酸堿中和滴定的誤差分析：第三單元 鹽類的水解一、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的-結(jié)合生成的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：3、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解,無(wú)弱不水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性；越弱越水解；都弱雙水解越弱越水解：如酸性HFCH3COOHH2CO3HClOHCO3-則相應(yīng)鹽溶液水解程度：都弱雙水解：（僅作了解）常見(jiàn)的雙水

22、解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S試寫(xiě)出泡沫滅火器滅火原理：。多元弱酸正鹽溶液分步水解，如：Na2CO3，。多元弱酸酸式鹽既水解、又電離，溶液顯何性，取決于水解、電離程度的大小。如：HSO3- 顯性，原因HCO3- 顯性，原因4、影響鹽類水解的因素：（1）內(nèi)因-越弱越水解 酸或堿越弱,其對(duì)應(yīng)的弱酸陰離子或弱堿陽(yáng)

23、離子的水解程度 ,溶液的堿性或酸性 。（2）外因因素移動(dòng)方向水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高濃度加鹽（s）加水外加酸堿酸弱酸根離子的水解程度 ，弱堿陽(yáng)離子的水解程度 。堿弱酸根離子的水解程度 ，弱堿陽(yáng)離子的水解程度 。其它能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的試劑消耗H+或OH-，使平衡向 方向移動(dòng)，水解程度 。5、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水2、去油污用熱堿水冼油污物品3、藥品的保存配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量 Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量 CO32-+H2O HCO3-+OH- 4、制備無(wú)水鹽MgCl26H2O制無(wú)水MgCl2 在 加熱MgC

24、l26H2OMgCl2+6H2O5、泡沫滅火器Al2(SO4)3與NaHCO3混合 6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4+H2O NH3H2O+H+ 7、溶液中離子數(shù)目計(jì)算（NA）1L 0.1mol/L Na2CO3溶液中CO32-的數(shù)目 0.1mol ( )6、鹽溶液蒸干產(chǎn)物的判斷（1）強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，得本身。如：K2SO4 NaCl（2）可水解的硫酸鹽，得本身。如：CuSO4，F(xiàn)e2(SO4)3（3）可水解的氯化物，得氫氧化物。如FeCl3-Fe(OH)3 CuCl2-Cu(OH)2 AlCl3-Al(OH)3，若是灼燒，則得氧化物。即得Fe2O3 CuO A

25、l2O3（4）碳酸鹽、碳酸氫鹽，得碳酸鹽。如Na2CO3 NaHCO3-Na2CO3（5）綜合考慮：特殊性的鹽 如：NaClO-NaCl還原性鹽得氧化產(chǎn)物 如FeSO4-Fe2(SO4)3,FeCl2-Fe(OH)3 ,K2SO3 -K2SO4 等 易分解的鹽得分解產(chǎn)物 如：KMnO4、Ca(HCO3)2、 銨鹽等二、水溶液中微粒濃度的大小比較（一）理論依據(jù)電離理論、水解理論、電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒（二）方法規(guī)律總結(jié)1、先分析溶液中電解質(zhì)的種類2、依據(jù)其電離、水解寫(xiě)全存在的離子、分子3、注意三個(gè)守恒中的系數(shù)電荷守恒式：系數(shù)與離子電荷數(shù)相同 物料守恒式：注意陰、陽(yáng)離子組成比4、分析微粒濃度

26、大小的關(guān)系：（一般規(guī)律）弱電解質(zhì)：C（電離） C（電離產(chǎn)物）鹽類：C（水解） C（水解產(chǎn)物） 鹽：C（不水解） C（水解） C（顯性） C（不顯性） 鹽：C（水解前）C（未水解）+ C（水解產(chǎn)物）物料守恒式5、等式三個(gè)守恒關(guān)系（三）有關(guān)混合溶液的常見(jiàn)組合及解決方法-酸、堿中和pH變化曲線圖1、0.1mol/L CH3COOH與0.1mol/LNaOH等體積混合離子濃度大小 。 2、0.1mol/L CH3COOH與0.1mol/LCH3COONa等體積混合后顯酸性：離子濃度大小 。 3、往10mL 0.1mol/L CH3COOH中逐滴滴入0.1mol/LNaOH至中性：離子濃度大小 。4、0

27、.1mol/L CH3COONa與0.1mol/LNaOH等體積混合離子濃度大小 。5、在只有CH3COO-、Na+、OH-、H+離子的溶液中，你還能列出哪種離子濃度大小關(guān)系式： 。練習(xí)：已知某溶液中存在OH-、H+、NH4+、Cl- 四種離子，某同學(xué)推測(cè)其離子濃度大小順序有如下五種關(guān)系： c(Cl-) c(NH4+) c(H+) c(OH-) c(Cl-) c(NH4+ ) c(OH-) c(H+) c(NH4+ ) c(Cl-) c(OH-) c(H+) c(Cl-) c(H+) c (NH4+) c(OH-) c (NH4+)+c(H+)= c(Cl-) +c(OH-) 填寫(xiě)下列空白:（

28、1）上述關(guān)系中一定錯(cuò)誤的是 。（2）若溶液中只溶解了一種溶質(zhì)，則該溶質(zhì)是 ，上述四種離子濃度的大小順序?yàn)?(填序號(hào))。（3）若上述關(guān)系中是正確的，則溶液中的溶質(zhì)為 ；若上述關(guān)系中是正確的，則溶液中的溶質(zhì)為 。（4）若往10mL 0.1mol/L HCl中逐滴滴入0.1mol/L NH3H2O至中性，則消耗NH3H2O的體積V 10mL。（填“”、“”“=”下同）此時(shí)離子濃度大小關(guān)系式為： 。 若NH3H2O剛加了10mL，則溶液呈 性。此時(shí)位于圖中 點(diǎn)(填序號(hào))。此時(shí)c(Cl-)= ，c(NH4+ ) + c(NH3H2O) = 。（5）若該溶液是由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，則混合前c(HCl) c(NH3H2O)，混合前酸中c(H+)和堿中c(OH-)的關(guān)系為c(H+) c(OH-)。第四單元 難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡一、物質(zhì)的溶解性與溶解度關(guān)系 20時(shí)，電解質(zhì)在水中的溶解度與溶解性存在如下關(guān)系：二、難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡1、建立固體溶質(zhì) 溶液中的溶質(zhì)2、表示方法與溶度積常數(shù)(Ksp) 試寫(xiě)出：AgCl、BaSO4、Mg