化学反应原理知识点总结

选修部分·化学反应原理·知识点总结
专题一化学反应与能量变化
第一单元化学反应中的反应热
一、焓变、反应热
1.反应热（焓变）的概念及表示方法
化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。

特别提醒：
（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其数值必须带“+”或“—”。

（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。

（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。

2.放热反应和吸热反应
（1）放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0
∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）
∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）
（2）常见的放热反应和吸热反应
①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。

②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生
成一氧化碳的反应
（3）需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应
（4）通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。

二、热化学方程式
1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。

2．△H只能写在热化学方程式的右边，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。

3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。

4．△H 的值与计量数成正比。

5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。

三、燃烧热、中和热、能源
1．燃烧热：指的是1 mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，是放热反应。

2．中和热：是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量，是放热反应。

3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号。

四、反应热的求算
1．由盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的。

也就是说，化学反应热
只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。

2．反应热的数值等于E （形成新键释放的总能量）与E （断键所吸收的总能量）之差，放热反应△H 的符号为“—”，吸热反应△H 的符号为“+”。

3．意义：利用盖斯定律，可以间接计算难以直接测定的反应热。

4．步骤：
(1)确定待求方程式(即目标方程式)；
(2)与已知方程式比较，找出未出现在目标方程式中的化学式，利用方程式的加减乘除消去；
(3)把已知ΔH 带正负号进行上述相同的数学运算即得目标方程式的ΔH 。

实验：反应热的测量（尽可能减少热量的损失） (1)为保证酸、碱完全中和，常用碱过量的方法。

(2)量热装置中需用碎泡沫塑料对其进行保温、隔热，以减
少实验过程中热量的损失，减小误差。

(3)读取中和反应的终止温度是反应混合液的温度。

(4)环形玻璃搅拌棒应上下移动，不能用铜丝，因为铜丝有
导热性，会产生误差。

第二单元 化学能与电能的转化
一 、原电池
1．概念：将化学能转变为电能的装置叫做原电池，它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电子经过导线传给氧化剂，使氧化还原反应分别在两极上进行。

2．原电池的形成条件：（如下图所示）
（1）活泼性不同的电极材料
（2）电解质溶液
（3）构成闭合电路（用导线连接或直接接触）
（4）自发进行的氧化还原反应
3．判断原电池正负极常用的方法
负极：一般为较活泼金属，发生氧化反应；是电子流出的一极，电流流入的一极；或阴离子定向移动极；往往表现溶解。

正极：一般为较不活泼金属，能导电的非金属；发生还原反应；电子流入一极，电流流出一极；或阳离子定向移向极；往往表现为有气泡冒出或固体析出。

4.作用：加快了化学反应速率；进行金属活动性强弱的比较；电化学保护法
二、化学电源
1．充电电池是指既能将化学能转变成电能（即放电），又能将电能转变成化学能（充电）的一类特殊的电池。

充电、放电的反应不能理解为可逆反应（因充电、放电的条件不同）。

2．书写燃料电池电极反应式时应注意如下几点：
（1）电池的负极一定是可燃性气体，失电子，发生氧化反应；
电池的正极一定是助燃气体，得电子，发生还原反应。

（2）碱性电解质时，电极反应式不能出现H +；酸性电解质时，电极反应式不能出现OH －。

环形玻璃搅拌棒 温度计 烧杯
（3）可由正负两极的电极反应式相叠加得到总电极反应式。

三、电解池
1.电解实质：在电流的作用下，强制阴、阳离子分别在两极发生氧化还原反应。

2.形成条件：同原电池
3.判断电解池阴阳极常用的方法
阳极：与电源正极相连的电极，发生氧化反应；若惰性材料（石墨、Pt 、Au ）作阳极，失电子的是溶液中的阴离子；若为活性金属电极（Pt 、Au 除外），失电子的是电极本身，表现为金属溶解。

阴极：是与电源负极相连的电极，电极本身不参与反应；溶液中的阳离子在阴极上得电子，发生还原反应。

4.电流或电子的流向：电解池中电子由电源负极流向阴极，被向阴极移动的某种阳离子获得，而向阳极移动的某种阴离子或阳极本身在阳极上失电子，电子流向电源正极。

5. 离子的放电顺序：主要取决于离子本身的性质，也与溶液浓度、温度、电极材料等有关。

（1）阴极（得电子能力）：Ag +>Fe 3+>Cu 2+>H +>Pb 2+>Sn 2+>Fe 2+>Zn 2+>Al 3+>Mg 2+>Na +>Ca 2+> K +，但应注意，电镀时通过控制条件（如离子浓度等），Fe 2+和Zn 2+可先于H +放电。

（2）阳极（失电子能力）：若阳极材料为活性电极（Pt 、Au 除外），则电极本身失去电子，而溶液中的阴
离子不参与电极反应；若阳极材料为惰性电极，则有S 2－>I －>Br －>Cl －>OH －>含氧酸根离子及F －等。

6.酸、碱、盐溶液电解规律（惰性电极）
7.电解原理的应用
（1）氯碱工业（电解饱和食盐水）：2NaCl + 2H2O ＝电解
2NaOH + H2↑ + Cl 2↑
阴极：2 H + + 2 e － == H2↑ 阳极：2 Cl － - 2 e －== Cl2↑
（2）电镀：待镀金属制品作阴极，镀层金属作阳极，含有镀层金属离子的溶液作电镀液。

阳极：M – ne － =M n+（进入溶液） 阴极：M n+ + ne － =M （在镀件上沉积金属）
（3）电解精炼铜：以粗铜为阳极，精铜为阴极，含铜离子的溶液作电解质溶液。

阳极（粗铜）：Cu －2e － = Cu 2+； 阴极（纯铜）：Cu 2+ + 2e － = Cu 。

（4）电冶金：Mg 、Al 的制取，如，电解熔融NaCl 制金属Na ：2NaCl(熔融) =2Na + Cl 2↑ 第三单元 金属的腐蚀与防护
一、金属腐蚀的快慢
在相同的电解质溶液中，金属腐蚀的快慢一般为：
电解池的阳极＞原电池负极＞化学腐蚀＞原电池正极＞电解池阴极。

二、钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀：
①表面保护法：涂油漆、覆盖塑料、镀上不活泼金属
②牺牲阳极的阴极保护法
③外加电源的阴极保护法
④改变金属的内部组成结构如：不锈钢、青铜器、铝合金。

专题二 化学反应速率与化学平衡
第一单元 化学反应速率
一、化学反应速率及其简单计算
1.表示含义：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。

2.数学表达式：
3.单位：mol/(L·min)或mol.·L －1·min －1
4.结论：对于一般反应 aA + bB =cC + dD 来说有：
V A ：V B ：V C ：V D =△C A ：△C B ：△C C ：△C D =△nA ：△n B ：△n C ：△nD = a ：b ：c ：d
5.化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率
6.无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。

7.同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。

注意比较时单位要统一。

二、影响化学反应速率的因素
1．内因：反应物本身的性质（分子结构或原子结构）所决定的。

2．外因
（1）浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，V 正急剧增大，V 逆也逐渐增大。

若减小反应物浓度，V 逆急剧减小，V 正逐渐减小。

（固体或纯液体的浓度可视为常数，故反应速率与其加入量多少无关）。

（2）温度：当其他条件不变时，升温时， V 正、V 逆都加快；降温时，V 正、V 逆都减小
（3）压强：其他条件不变时，对于有气体参加的反应，通过缩小反应容器，增大压强，V 正、V 逆都增大；通过扩大反应容器，压强减小，浓度变小，V 正、V 逆均减小。

①改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。

②恒容时，反应体系中充入稀有气体（或无关气体）时，气体总压增大，物质的浓度不变，反应速率不变。

③恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。

（4）催化剂：使用催化剂，成百上千的同等倍数地增加了正、逆反应速率。

3.其他：接触面积、声光电磁、原电池
三、化学速率和化学平衡图象
1．速率v ——时间t 的图象：
（1）由速率的变化判断外界条件的改变：
①若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温度或压强所致，具体改变的条件，则要结合V 逆、V 正大小t c V ∆∆=
关系及平衡移动的方向进行判断。

②若反应速率与原平衡连续，则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断
2．组分量——时间t、温度T、压强P的图象
①看反应：反应条件（恒温恒容or恒温恒压）；吸热or放热；缩体、等体or扩体
②“先拐先平”：“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。

③“定一议二”：即固定其中的一个因素（温度或压强等），然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量（浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量）的变化关系，从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。

第二单元化学反应的方向和限度
一、化学反应进行的方向
1．放热反应具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也能自发进行，故用焓判据判断反应自发进行的方向不全面
2．反应体系熵值的增大，反应有自发进行的倾向，但有些熵减的反应也能自发进行，故用熵判据判断反应自发进行的方向也不全面
3．复合判据－－－自由能变化：△G=△H－T△S，是最全面的判断据：
①△G=△H—T△S＞0，不能自发进行；
②△G=△H—T△S＜0，能自发进行；
③△G=△H—T△S=0，反应处于平衡状态。

第三单元化学平衡的移动
一、化学平衡移动的概念
1.概念：原平衡破坏，建立新平衡的过程
2.方向：V正＞V逆，平衡向正反应方向；V正＜V逆，平衡向逆反应方向。

3．化学平衡的标志：
（1）V正=V逆，它是化学平衡的本质特征
（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。

4．化学平衡的状态的判断：
（1）当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向
．．说时，则不能说明达到平衡状态；若
按化学计量数比例异向
．．说明，则可以说明达到平衡状态。

（2）恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡状态。

（3）全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。

（4）全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。

二、影响化学平衡的因素
1.浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可使平衡向正反应方向移动，反之，平衡向逆反应方向移动。

2.温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动；温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

3.压强：其他条件不变时，在有气体参加的可逆反应里，增大压强，平衡向气体总体积缩小的方向移动；反之，平衡向气体总体积增大的方向移动。

在这里，压强改变是通过反应器容积的改变来完成的（即压缩或扩大）。

4.催化剂：使用催化剂能同等倍数地增大正逆反应速率，平衡不移动，缩短了达到平衡所需的时间，但不会改变化学平衡常数，不会改变反应物的转化率，不会改变各组分的百分含量。

三、勒夏特例原理
1、内容：如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

2、适用对象：已建立平衡的可逆反应。

3、注意点：
（1）一个条件改变（2）移动的结果是“减弱”
四、化学平衡常数
1．对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。

当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：
,各物质的浓度一定是平衡
．．时的浓度,而不是其他时刻的.
2．在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。

3．利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。

例如，在某温度下，可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常数为K。

若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：，则有以下结论：
①Qc＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态；
②Qc＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向正反应方向进行；
③Qc＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。

4．化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变化。

5．化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与温度有关，与反应物、生成物的浓度无关，当然也不会随压强的变化而变化，即与压强无关。

五、等效平衡问题
1．等效平衡的概念：在一定条件下(定温、定容或定温、定压)对同一可逆反应，无论反应从何处开始均可达到平衡且任何同一个的组分的含量相同，这样的平衡互称为等效平衡。

2．等效平衡的规律
①对于反应前后气体物质的体积不等的反应
A定温、定容时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质的量
．．．．与原平衡相等就可以建立等效平衡。

B定温、定压时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质的物质的量之比
．．．．．．与原平衡相等就可以建立等效平衡。

②对于反应前后气体物质的体积相等的反应
不论定温、定容时还是定温、定压时，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成方程式两边同一物质
的物质的量之比
．．就可以建立等效平衡。

．．．．．．与原平衡相等
六、有关化学平衡的计算
1、思路：平衡“三部曲”----起始、转化、平衡；
2、恒温恒容: 压强比等于物质的量之比；
恒温恒压: 体积比等于物质的量之比；
恒温恒压: 气体的密度比等于其摩尔质量之比；
专题三溶液中的离子反应
第一单元弱电解质的电离平衡
一、电解质
1．电解质、非电解质的概念
2．强电解质与弱电解质的概念
3．强弱电解质通过实验进行判断的方法(以HAc 为例)：
（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc 溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）
（2）测0.01mol/LHAc 溶液的pH>2
（3）测NaAc 溶液的pH 值： 常温下，PH>7
（4）测pH= a 的HAc 稀释100倍后所得溶液pH<a +2
（5）将物质的量浓度相同的HAc 溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈碱性
（6）中和10mLpH=1的HAc 溶液消耗pH=13的NaOH 溶液的体积大于10mL
（7）将pH=1的HAc 溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合后溶液呈酸性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc 溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快。

4．SO 2、NH 3、CO 2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质
5．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。

电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。

6．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。

一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。

弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。

7．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。

如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。

二、电离平衡常数及电离度
1.电离平衡常数
2.对于一元弱酸： 对于一元弱碱：
3.影响电离平衡的因素：
（1）浓度：弱电解质浓度越大，电离程度越小。

（2）温度：电离过程是吸热过程，温度升高，促进电离。

因此 K 与 均增大。

（3）加水稀释:促进电离，电离度增大。

（4）外加酸、碱、盐:应用平衡移动原理分析。

4.电离度（ ）：当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来电解质总分子数（包括已电离和未电离的）的百分数
5. 影响电离度的因素：
（1）电离度与温度、浓度都有关系
Ka= c ( H+) .c( A-) c (HA) K b = c ( M +).c ( OH - ) c (MOH) α%100%100⨯=⨯= α已电解的弱电解质浓度 弱电解质初始浓度 已电离的弱电解质分子弱电解质分子总数 100%100⨯=⨯= α
（2）在一定温度下，弱电解质的浓度越大，电离度越小
（3）对于弱酸，C(H+) = C 弱酸 · α ；
三、水的电离
1.水的离子积常数：表示为K W = c (H ＋)⨯c (OH －
) ，水的离子积只与温度有关，如不指明，则是在25℃；升高温度，K w 增大，降低温度，K w 减小。

2．不仅适用于纯水，还适用于以水为溶剂的稀酸、稀碱溶液。

碱溶液中：K w = )OH (c )H (c -+⨯碱水，酸溶液中：K w = )OH (c )H (c -+⨯水酸； 在不同的溶液中，c(H ＋)和c(OH －)虽然不一定相等，但由水电离出的c(H ＋)和c(OH －
)却总是相等的。

3．当水中加入酸或碱时，水的电离平衡都受到抑制，但Kw 不变，改变的只是c(H ＋)、c(OH －)相对大小。

4．Kw= c(H ＋)×c(OH －)式中的c(H ＋)和c(OH －)指的是溶液中的H +和OH －的总浓度，一般说来，当溶液中c(H ＋)
或c(OH －)大于由水电离出的H+和OH －的1000倍时，水的电离可忽略。

5.影响水电离平衡因素：
（1）升温，促进水电离。

（2）加入酸碱，抑制电离。

（3）加入可水解的离子，促进电离。

（4）加入活泼金属，促进电离。

第二单元 溶液的酸碱性
一、溶液的酸碱性
1．溶液酸碱性的判断依据：
c(H ＋) ＞c(OH －)，溶液呈酸性；c(H ＋)=c(OH －)，溶液呈中性；c(H ＋)＜c(OH －)，溶液呈碱性。

2．酸碱性与PH 值的关系：
用PH 值的大小来判断溶液的酸碱性，须注意温度：
常温下，PH=7的溶液为中性；在100℃时，PH=7时，溶液呈碱性。

3．释稀溶液与PH 的关系：
（1）对于强酸溶液，每稀释10倍，PH 增大一个单位，无论如何冲稀也不会等于或大于7；对于强碱溶液，每冲稀10倍，PH 减小一个单位，无论如何冲稀也不会等于或小于7。

（2）对于PH 相同的强酸和弱酸（强碱或弱碱）溶液冲稀相同的倍数，强酸或强碱溶液的PH 变化大，这
是因为强酸或强碱已完全电离，而弱酸或弱碱还能继续电离出H ＋、OH －。

二、PH 值的计算
1．单一溶液的pH 值计算：pH=－lgc(H +)
2．溶液的稀释：
（1）酸：pH= a ，加水稀释10n 倍，强酸：pH= a + n ，弱酸：pH < a + n
无限稀释，pH 接近7，但不会大于7
（2）碱：pH= b ，加水稀释10n 倍，强碱：pH= b －n ，弱碱：pH > b －n
无限稀释，pH 接近7，但不会小于7。

（3）强酸混合：
（4）强碱混合：
（5）强酸和强碱混合
①恰好完全反应：pH=7
②若酸过量：
③若碱过量：
实验：酸碱中和滴定
（1）概念：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法；
已知浓度的溶液------标准液未知浓度的溶液------待测液
（2）原理：当酸碱恰好中和时，酸提供的H+的物质的量等于碱提供的OH-的物质的量。

∵c酸·v酸= c碱·v碱(一元酸和一元碱) ∴C待测=（c标·v标）/ v待测
（3）仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯
（4）准备阶段：查漏→洗涤→润洗→注液→赶气泡→调整液面→向锥形瓶加液；
（5）滴定阶段：左手控制活塞，右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。

（6）终点判定：因最后一滴酸（或碱）的加入，溶液的颜色发生突变，并且在半分钟内不褪色。

（7）误差分析：
①未用标准液(HCl)润洗酸式滴定管（高）②滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠（高）③滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（高）④滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（高）
⑤滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（低）
⑥.锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（高）
⑦锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（无）⑧碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗（低）⑨滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。

（低）
⑩取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。

取液后滴定管尖嘴充满溶液（低）
第三单元盐类的水解
一、盐类的水解
1.概念：盐电离产生的离子与水电离产生的氢离子或氢氧根结合生成弱电解质
2.本质：促进水的电离，破坏水的电离平衡
3.程度：盐类水解程度一般很小，不产生沉淀或气体
4.规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。

二、影响盐类的水解的因素
1.内在因素：组成盐的弱离子对应的酸或碱越弱,盐的水解程度越大.
2.外在因素：
（1）浓度：加水稀释促进水解。

（2）温度：升高温度可以促进水解，因水解是吸热反应。

（3）酸碱：H+可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；OH-能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。

（4）双水解：弱酸阴离子和弱碱阳离子混合能够互相促进水解。

三、盐类水解的应用
1.易水解盐溶液的配制：配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。

2.物质杂质：加热法可除去KNO3溶液中的Fe3+杂质；加CuO或Cu(OH)2等可除去Cu2+溶液中的Fe3+。

3.溶液的蒸干：有些盐如FeCl3MgCl2，由溶液蒸干得到晶体时，必须在蒸发过程中不断通入HCl气体，以抑制水解。

4.物质的制备：如Al2S3不能用湿法制备。

5.较活泼的金属与盐溶液作用产生氢气：如将Mg放入NH4Cl溶液中,会有氢气产生。

6.化肥的合理使用，如铵态氮肥不能与草木灰（主要成分K2CO3）混用
7.泡沫灭火器中药剂的使用，如Al2(SO4)3和NaHCO3
8.明矾净水：Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉
四、溶液中离子浓度大小的比较
1.多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如H2S溶液：c(H+)>c(HS－)>c(S2一)>c(OH一)。

如Na2CO3溶液：c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－) >c(HCO3－)>(H+)。

2．混合溶液：混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应再比较，同时要注意混合后溶液体积的变化，一般情况下，混合溶液的体积等于各溶液体积之和。

3．掌握三个守恒关系:
(1)电荷守恒：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

如在Na2CO3溶液中有c(Na+)+c(H+)=c(HCO3－)+2c(CO32－)+c(OH－)。

(2)物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子水解或电离，使离子种类增多，但某些主要原子的总数是守恒的。

如在Na2 CO3溶液中有c(Na+)=2c(CO32－)+2c(HCO3－)+2c(H2CO3)。

(3)质子守恒：任何溶液中，最后溶液中仅由水电离出的H+与OH－守恒，即由水电离产生的c(H+)=c(OH－)。

在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离的H+或OH－，使溶液中c(H+)≠c(OH－)，但由水电离出的H+与OH－守恒。

如在Na2CO3溶液中有c(OH－)=c(H+)+c(HCO3－)+2c(H2CO3)，也可由电荷守恒式和物料守恒式叠加得出。

五、电离方程式和水解方程式的书写
1.电离方程式的书写
（1）由于弱电解质在溶液中部分电离，故写电离方程式时用“”符号，
如CH3COOH H＋＋CH3COO－
（2）多元弱酸分步电离，以第一步电离为主：
如H2CO3电离：H2CO3HCO3－＋H+，HCO3－CO32－+H+
（3）多元弱碱的电离与多元弱酸的电离情况相似，但常用一步表示：Fe(OH)3Fe3++3OH－
1.水解方程式的书写
（1）因单个离子水解程度较弱，故水解反应方程式用“”，生成的产物少，生成物一般不标“↓”或“↑”。

（2）多元弱酸对应的盐水解方程式与多元弱酸的电离方程式一样也是分步进行，不能合并。

（3）多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成。

例如FeCl3水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+
（4）双水解是指阴阳离子均水解，且水解程度较大，一般能进行到底，此类水解用“=”表示，生成物中的沉淀、气体要用“↓”或“↑”标出，如Al3+与AlO2－、HCO3－、HS－、S2－之间均发生双水解反应，如Al3++ 3HS－+3H2O=Al(OH)3↓+3H2S↑
第四单元难溶电解质的沉淀溶解平衡
一、溶沉淀解平衡原理
1.概念：一定温度下，V沉淀=V溶解
2.溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。

难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

3.反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，故用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10 -5mol/L
4.溶解平衡方程式的书写：
在沉淀后用(s)标明状态，并用“”表示
5.沉淀溶解平衡是动态平衡，其影响因素只有温度：一般升温时，沉淀溶解度增大，能促进溶解，但要注意Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小。

二、沉淀溶解平衡常数
1．表达公式：沉淀溶解平衡常数，它的符号为Ksp，对于沉淀溶解平衡：MmNn(s)mM n+(aq)+nN m－(aq)。

固体纯物质不列入平衡常数中。

上述反应的平衡常数为表示为：Ksp=[c(M n+)]m[c(N m－)]n
2．影响因素：在一定的温度下，Ksp是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积，它只受温度影响，不受溶液中离子浓度的影响。

三、溶度积的规则应用
Qc= c m（A n+）·c n（B m－）
Q C＞Ksp有沉淀析出Q C= Ksp溶液饱和Q C＜Ksp无沉淀析出。