背记知识清单02（期末复习知识清单）高二化学上学期沪科版

该高中化学知识清单全面梳理了“水溶液中的离子反应与平衡”和“氧化还原反应和电化学”两章内容，涵盖18大考点和12大易错点，通过思维导图搭建知识框架，形成从基础概念到综合应用的复习支架。 清单以“考点-易错点”双维度呈现知识体系，考点分章系统整合电离平衡、沉淀溶解、原电池等核心内容，易错点针对pH判断、盐类水解等易混点标注，培养科学思维。设计“实验探究步骤”（如酸碱中和滴定操作）和“计算模型”（如三段式解电离平衡题），助力学生自主突破重难点，教师可结合清单设计分层教学，提升复习效率。

第3章 水溶液中的离子反应与平衡（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（11大考点）→易错清单（7大易错点） · 考点01 水的电离和水的离子积常数 1．水的电离 (1)水是_______的电解质，能发生_______的电离。 (2)电离方程式：_________________________，简写为：_____________________。 2．水的离子积常数 (1)水的离子积常数表达式为KW= ______________。 (2)KW及影响因素： ①水的电离是_______过程，温度升高，水的离子积常数_______。 ②常温下KW=______________。 (3)适用范围 ①常温时，Kw＝______________，不仅适用于纯水，还适用于稀的______________。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是_______的。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)温度：水的电离_______过程，温度升高，会_______水的电离，水的电离程度_______，KW_______。 (2)酸碱效应： ①外加酸，c(H＋) _______，_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。 ②外加碱，c(OH－) _______，_______水的电离，水的电离程度_______，Kw_______。 (3)化学反应： 加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡_______移动，水的电离程度_______。 (4)弱酸根离子或弱碱离子： ①加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的_______结合，水的电离平衡_______移动，c(H+)_______，溶液呈_______性。 ②加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的_______结合，水的电离平衡_______移动，c(OH-)_______，溶液呈_______性。 · 考点02 溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性 水溶液的酸碱性与［H+］和［OH—］之间相对大小的关系 ［H+］=［OH—］，溶液呈_______性。 ［H+］>［OH—］，溶液呈_______性，且［H+］越大_______性越强。 ［H+］<［OH—］，溶液呈_______性，且［OH—］越大_______性越强。 2．用pH表示溶液的酸碱性 (1)溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=_______。 (2)室温时，水溶液的酸碱性与［H+］和［OH—］的关系 中性溶液：［H+］_______［OH—］_______ 1.0×10—7 mol·L—1，pH _______ 7。 酸性溶液：［H+］_______ 1.0×10—7 mol·L—1，pH _______ 7。 碱性溶液：［H+］_______ 1.0×10—7 mol·L—1，pH _______ 7。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即_______≤pH≤_______。 3．pH的测量 (1)酸碱指示剂 酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，根据溶液显示的颜色可以初步判断出溶液的酸碱性。 常见的酸碱指示剂有甲基橙、甲基红、石蕊、酚酞等。 (2)pH试纸 ①广范pH 试纸：可以测定_______范围内溶液的pH，可判别的差值约为_____个pH单位。 ②精密pH试纸：可测定的pH范围较窄， 可以判别的差值约为0.2或0.3个pH单位。 (3)pH计：也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到_______个pH单位。 · 考点03 有关溶液pH的计算 1．单一溶液的pH计算 (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝_______ mol·L－1；pH＝_______ (2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝_______mol·L－1；c(H＋)＝_______＝_______ mol·L－1；pH＝__________。 2．混合溶液pH的计算方法 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝_____________________，然后再求pH。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝_____________________，再求c混(H＋)＝_______，最后求pH。 (3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝_____ (25 ℃)。 ②酸过量： 先求c余(H＋)＝____________________________，再求pH。 ③碱过量： 先求c余(OH－)＝____________________________，再求c(H＋)＝_______，最后求pH。 · 考点04 弱电解质的电离平衡 1．强电解质和弱电解质 (1)强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能_______、都能导电，电解质的强弱与_______无关 不同点 电离程度 _______电离 _______电离 电离过程 _______过程 _______过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 ______________ ______________ (2)常见的强电解质和弱电解质 ①常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 ②常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是_______的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。 (2)电离平衡的特征 ①弱电解质的电离平衡是一种_______平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并__________。 ②弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率_______。 ③溶液中各分子和离子的浓度都__________。 ④外界条件发生变化，电离平衡__________。 3．电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：____________________________； Na2CO3：____________________________； Ba(OH)2：____________________________。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：____________________________； NH3·H2O：____________________________。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：____________________________、____________________________。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：____________________________。 · 考点05 电离平衡的影响因素 1．内因： 弱电解质______________是决定因素。 2．外部因素： (1)温度：弱电解质的电离一般是_______过程，升高温度，电离平衡_______，电离程度_______。 (2)浓度： ①增大弱电解质的浓度，电离平衡_______，但电离程度_______； ②加水稀释，电离平衡_______，电离程度_______。 (3)同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可_______弱电解质的电离，电离平衡_______，电离程度_______。 (4)酸碱效应：加入强酸，_______弱酸的电离，_______弱碱的电离；加入强碱，_______弱碱的电离，_______弱酸的电离。 (5)化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡_______，电离程度_______。 · 考点06 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式 弱酸的电离平衡常数用_______表示，弱碱的电离平衡常数用_______表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=______________； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=______________。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝______________，Ka2＝______________。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1_____Ka2_____Ka3，所以多元弱酸的酸性主要由_______电离决定。 (3)电离平衡常数的意义 电离平衡常数的大小，反映了弱酸、弱碱的相对强弱。K越大，表示弱电解质越易_______，酸性或碱性_______。 (4)电离平衡常数的影响因素 ①电离平衡常数只与电解质____________和_______有关，与浓度_______。 ②由于电离是_______的，所以电离平衡常数随着温度的升高而_______。 2．电离度 (1)电离度（α）： 指在一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已电离的分子数占总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 即：电离度α＝__________________×100% (2)意义 电离度是弱电解质电离程度的标志，它不但与_______有关，还与溶液的_______有关，溶液越稀，电离度_______。 3．有关电离平衡常数的计算 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH  CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度_______；反之，初始浓度越小，电离度_______。 · 考点07 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)概念：用已知浓度的酸（或碱）溶液来测定未知碱（或酸）溶液的浓度，由此建立的定量分析方法称为酸碱中和滴定，简称酸碱滴定或中和滴定。 其中已知浓度的酸或碱溶液称为_______，未知浓度的碱或酸溶液常称为_______。 (2)定量关系： 酸碱中和反应中H+和OH—按照 1∶ 1 的计量比进行反应： n(H+)_______ n(OH—) 即：c(H+)V(H+) _______ c(OH—)V(OH—) (3)酸碱滴定原理 首先准确量取待测溶液的体积，然后用___________行滴定，当酸和碱恰好完全反应时达到化学计量点。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂_______的变化判断中和反应的完成，并确定它为___________。 (4)pH突跃范围与指示剂选择 以 0.100 0 mol· L—1 的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 的 0.100 0 mol· L—1 盐酸为例。 ①起始点：滴定前，溶液的pH 取决于盐酸的浓度， pH为 1.0。 ②计量点：当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学_______，此时溶液的 pH 等于 7.0。 ③滴定突跃范围：当滴定到盐酸还有 0.02 mL（约半滴）未被中和时，溶液为______性（ pH = 4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量 0.02 mL 时，溶液为______性（ pH = 9.7），溶液的 pH 发生了突变，该pH范围也就是滴定突跃范围。 ④滴定终点：根据滴定突跃范围来选择酸碱_______。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从______色突变为_______色时，达到滴定终点。 2．【实验探究】强酸和强碱的中和滴定 以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例。 (1)滴定管的使用 ①滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为______mL和______mL， 分度值为______mL，读数可估计到 _______ mL。 一般用红色手柄滴定管装_______溶液，用蓝色手柄滴定管装_______溶液。 ②滴定管的准备： a．检漏：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否_______。 b．洗涤和润洗：将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管_______次，每次润洗液均从下端活塞放出。 c．装液：注入氢氧化钠标准溶液。 d．赶气泡和调节液面：打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在______________位置。 ③滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，读数时正对刻度线，_______观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数。 (2)溶液的准备：用洗净并经_______的移液管准确移取20.00 mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于150 mL 锥形瓶中，滴加2滴酚酞试液。 (3)滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管_______，另一手用拇指、食指和中指捏住___________轻轻摇动。 (4)滴定终点的判断 滴定时，要控制好速度，特别是接近终点时滴定速度应_______。当加入最后半滴氢氧化钠溶液恰好使溶液由______色变成_______色，充分摇动，若在_______内颜色不褪，即为滴定终点。 (5)计算盐酸的浓度。 3．酸碱中和滴定误差分析 (1)误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于_______的大小。 (2)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待) _______。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待) _______。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 碱式滴定管未用待测液润洗 锥形瓶用待测液润洗 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 振荡锥形瓶时部分液体溅出 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） · 考点08 盐类水解 1．盐类的水解反应 (1)概念：由盐电离生成的离子与水电离生成的_____或_____结合成_________的反应，叫做盐类的水解反应，简称盐类水解。 (2)盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的_______的阳离子或_______的阴离子结合水电离出的___________生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，_______了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 (3)盐类水解的特点 ①与______________互为可逆反应，是_______反应。 ②一般情况下，盐类水解程度___________。 ③符合化学平衡移动的原理。 2．盐溶液的酸碱性 (1)盐的分类 根据成盐的酸、碱的强弱不同可以将盐进行分类。例如： (2)强酸强碱盐不发生水解，溶液呈_____性；强酸弱碱盐水解，溶液呈_____性；强碱弱酸盐水解，溶液呈_____性。 3．盐类水解反应的离子方程式 (1)盐类水解程度一般_______，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： CH3COOH：____________________________。 NH4Cl：____________________________。 (2)多元弱酸根离子的水解_______进行，以_______为主。如： Na2CO3：____________________________、____________________________。 (3)有些金属离子也是分步水解的，但这类离子的水解反应一般比较复杂，通常以总反应表示。 如Fel3：___________________________________。 4．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有_______或_______的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐_______水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是______________或______________。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显_____(____)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度_______，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显______性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈______性，如CH3COONH4溶液呈______性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就_______，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－_____HCO_____CN－_____CO。 · 考点09 水解平衡的移动 1．影响盐类水解的外界因素 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度_______。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率_______，水解程度_______。 (3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制_______离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制_______离子水解。 2．实例分析 以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：____________________________） 条件 平衡移动方向 c(NH4+) c(NH3·H2O) c(H+) n(H+) 水解程度 加热 加水 通入氨气 加少量NH4Cl 通入HCl 加少量NaOH 加少量Na2CO3 加少量FeCl3 3．水解的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示) __________________________ 判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性：______________ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量_______，防止Cu2＋水解；配制FeCl3、SnCl2溶液，加入少量______；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用______玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：___________________________________ 泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为_________________________ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为___________________________________ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰_________ 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的_______ 清洗油污 利用加热能促进水解的原理，常使用热碱水清洗厨房的油污 4．加热蒸发盐溶液时所得固体 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 · 考点10 难溶电解质的溶度积常数 1．沉淀溶解平衡 在一定的温度下，当沉淀和溶解两个过程的速率_______时建立平衡，称为难溶电解质的沉淀溶解平衡。 2. 难溶电解质的溶解平衡的影响因素 (1)内因：难溶物质溶解程度的大小，主要取决于______________。 (2)外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 ①温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向_______的方向移动。 ②浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向_______的方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向_______的方向移动。 ④化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向_______的方向移动。 (3)实例分析：以AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例。 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 加水稀释 加入少量AgNO3 通入HCl 通入H2S 3．溶度积常数 (1)对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡：AmBn(s)  mAn+ + nBm- Ksp = ______________ (2)意义：Ksp的大小反映了难溶电解质_______能力的大小，也反映了难溶电解质生成沉淀的_______程度。对于同类型的难溶电解质（如AgCl、AgBr、AgI）而言，Ksp 越小，其在水中的溶解程度_______。 (3)影响因素：Ksp的大小不受离子浓度的影响，但随_______的改变而改变。 · 考点11 沉淀溶解平衡的移动 1. 溶度积规则 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以判断沉淀的生成和溶解。 Q > Ksp，溶液中有沉淀析出，直至达到_______状态。 Q = Ksp，沉淀与溶解处于_______状态。 Q < Ksp，溶液未达到饱和，无沉淀析出。 2.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ①调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为：___________________________________。 ②沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为：___________________________________。 (2)沉淀的溶解 ①酸溶解法： 用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸___________________________________。 ②盐溶液溶解法：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液： _________________________________________________。 ③氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，离子方程式为 _________________________________________________。 (3)沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ②应用 a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为： __________________________________________。 b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为： __________________________________________。 · 易错点01 水的电离和水的离子积常数 (1)水的电离是_______过程，所以升温，水的电离程度_______，溶液导电性_______，电导率示数_______。 (2)在水中加入酸或碱，会_______水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均_______，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显______性，也可能显______性。 (3)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均_______，但仍然呈_______性。 (4)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。 (5)抑制水的电离平衡的因素有降温、加入酸(或强酸的酸式盐)、加入碱。 (6)Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 (7)Kw只与温度有关，温度升高，Kw_______，如100 ℃，Kw＝5.6×10－13。但是在室温下，可忽略温度的影响，Kw为1.0×10－14。 (8)Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 · 易错点02 溶液的酸碱性和pH (1)溶液呈酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的__________，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意_______。 (2)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。 (3)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH_______，碱性溶液的pH_______，但中性溶液不受影响。 (4)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (5)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 (6)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (7)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (8)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 · 易错点03 弱电解质的电离平衡及其影响因素 (1)电离平衡的可逆性：弱电解质在水溶液中的电离都是_______过程。 (2)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离______v结合≠0。 (3)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度__________。 (4)电离吸热，升高温度，电离平衡一定_______移动，电离程度_______。 (5)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (6)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均_______，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－) _______。 (7)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (8)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡_______移动，但是电离度却是相反的。 · 易错点04 电离平衡常数 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质______________决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度_______。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数_______。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值_______。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由_______电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性_______。 · 易错点05 酸碱中和滴定 (1)滴定管的“0”刻度位于_______，最大刻度位于滴定管_______，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积_______最大刻度所标注的体积。 (2)滴定管的最小刻度为_______mL，精确度为_______mL。 (3)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液_______。 (4)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 (5)强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选_______；碱滴定酸，选_______。 (6)在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗_______次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积_______，待测液浓度_______。 (7)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积_______，消耗标准液的体积_______，使测定结果偏大。 (8)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一_______上。 · 易错点06 盐类水解的原理 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成_______或_______，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，以_______为主。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，要求一步写到底。 (4)盐的电离方程式和水解方程式的区别 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的_______方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-_______的离子方程式。 (5)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 (6)酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小： ①只电离不水解(如NaHSO4等)的显_______性； ②电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显_______性； ③水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显_______性 · 易错点07 难溶电解质的沉淀溶解平衡 (1)溶度积Ksp仅与_______有关。 (2)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性。 (3)相同类型的电解质，溶度积越小，其溶解度_______。 (4)相同类型的难溶电解质，Ksp越大，在水中的溶解能力_______。如相同温度下，Ksp (FeS)=1.59×10-19，Ksp (CuS)=1.267×10-36，则CuS比FeS_______。 (5) Ksp相差不大时，Ksp不能直接作为比较依据，如相同温度下，Ksp (AgCl)=1.8×10-10，Ksp [Mg(OH)2] = 5.6×10-12，虽然Mg(OH)2的Ksp 较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 (6)在进行有关计算时一定要注意难溶电解质的化学组成及溶液混合后体积变化引起的离子浓度变化。 (7)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度_______的沉淀。 (8)当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度_______的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 (9)溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 第4章 氧化还原反应和电化学（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（7大考点）→易错清单（5大易错点） · 考点01 氧化还原反应的基本概念和规律 1．氧化还原反应的基本概念 (1)氧化反应和还原反应 反应物所含元素化合价_______的反应是氧化反应，化合价_______的反应是还原反应。 (2)氧化剂和还原剂 失去电子的物质是_______，发生_______反应，其产物称为_______产物； 得到电子的物质是_______，发生_______反应，其产物称为_______产物。 (3)氧化还原反应概念间的关系 2．氧化还原反应的规律 (1)电子守恒规律：还原剂失去电子的总数和氧化剂得到电子的总数_______。 (2)强弱规律： 氧化还原反应自发进行的方向，总是由氧化性_______的氧化剂与还原性_______的还原剂反应，生成还原性_______的还原产物和氧化性_______的氧化产物。 氧化性：氧化剂_____氧化产物 还原性：还原剂_____还原产物 3．半反应 (1)半反应：用电子把_______元素的两种价态联系起来的反应。氧化还原反应本质上是两个半反应之间___________的反应。 (2)半反应式的书写： ①考虑在反应中存在电子转移的元素所在的物质___________的情况。 ②考虑元素形成的物质在溶液中的___________形式，应该遵循离子方程式的书写要求。 · 考点02氧化还原反应方程式的配平 1．氧化还原反应方程式的配平 (1)配平原理：化合价升降法（即化合价升降总数_______），电子守恒原理。 (2)配平步骤： ①标出化合价_______的元素，以元素化合价升高和降低总数_______的原则，乘以适当的系数。 ②配平氧化剂、还原剂、还原产物和氧化产物。 ③配平其他物质。 2．氧化还原反应方程式的配平技巧 (1)正向配平 ①氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，以反应物为基准从_______配平。 ②归中反应(变价元素只有一种，“高价＋低价→中间价”)以反应物为基准从_______配平。 (2)逆向配平 ①适用对象：氧化剂、还原剂中某元素化合价部分变价的；自身氧化还原反应；歧化反应(变价元素只有一种，中间价→高价＋低价)。 ②方法：从右边生成物着手配平，即：选择氧化产物、还原产物为基准物质 (3)缺项配平 缺项方程式：某些反应物或生成物的分子式未写出(缺项)，它们一般为水、酸、碱。 ①先根据化合价变化找出氧化剂、还原剂及还原产物、氧化产物； ②再根据质量守恒、电荷守恒确定所缺的物质的化学式(分子或离子)，若反应物缺正电荷，一般加H＋，生成物加水；若反应物缺负电荷，一般加OH－，生成物加水。 ③最后观察配平其他物质系数。 · 考点03 原电池的工作原理 1．原电池的工作原理 (1)一般，原电池反应为_______的__________反应，且ΔH_____0。 (2)电极反应：负极_______电子，发生_______反应；正极_______电子，发生_______反应。 (3)电子流向：电子由_______经导线流向_______。 (4)离子流向：盐桥中的_______流向正极，_______流向负极。 (5)盐桥的作用： ①将两个半电池隔开，提高_______效率。 ②连接两个半电池，保持溶液的_______，形成___________。 2．原电池的构成 (1)半电池 原电池由两个半电池组成，半电池包括__________和___________。 (2)电极材料 一般情况下，两个活泼性_______的电极，相对活泼的金属作_____极，较不活泼的金属（或导电的非金属）作_____极。 (3)形成闭合回路 两个半电池通过_______和_______连接，形成闭合回路。 两个隔离的半电池通过_______连接起来，盐桥中通常是装有含___________的琼脂。 3．电极的分类 按照电极与表面半反应的关系，可以将构成原电池的电极分为金属电极、惰性电极、气体电极等类型。 ①金属电极：金属导电材料_______参与半反应的电极叫做金属电极。 ②惰性电极：导电材料本身_______氧化还原反应的电极叫做惰性电极，如铂、石墨等。 ③气体电极：_______在电极表面的气体会参与半反应的电极叫做气体电极，如标准氢电极等。 · 考点04 化学电源——电池 1．化学电源的分类 (1)一次电池：只能放电不能_______，日常生活中锌锰干电池、锌银纽扣电池。 (2)二次电池：也称为可充电电池，可以_______使用，如铅酸蓄电池、锂离子电池等。 (3)燃料电池：在放电过程中不断地输入化学物质，使放电可以连续不间断地进行。目前有氢气、甲烷、甲醇、乙醇等燃料电池。 2．常见的化学电源 (1)干电池 ①分类：锌锰干电池有两种—普通锌锰干电池和碱性锌锰干电池。 普通干电池的电解质溶液为_______和_______，碱性干电池的电解质溶液为_________。 ②碱性锌锰干电池的工作原理 负极反应式：___________________________________ 正极反应式：___________________________________ 总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2 (2)铅酸蓄电池 ①正极上覆盖有 PbO2，负极上覆盖有 Pb，电解质溶液是硫酸。 ②电极反应 负极：__________________________________________ 正极： __________________________________________ 总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O (3)锂离子电池 锂离子电池主要依靠锂离子在正极和负极之间的来回移动而工作，负极为层状石墨材料，正极为含锂的化合物。 充电时，正极材料发生氧化反应，Li+ 从正极脱嵌，经过电解液，穿过隔膜，到达负极发生还原反应，插入层状石墨中，负极由贫锂状态到富锂状态。放电过程与充电过程相反。 (4)燃料电池 ①燃料电池 燃料电池是一种不经过燃烧，连续地将_______和_______的化学能直接转化成电能的化学电源。 燃料电池的氧化剂和还原剂不是储藏在电池内部，而是不断地从_______输入，分别在正、负极上发生还原反应、氧化反应，生成物不断被_______，从而使化学能不断地转化为电能。 燃料电池除氢气外，甲烷、甲醇、乙醇、肼、氨等都可以作为燃料；除氧气以外，空气也可以作为氧化剂。 ②氢燃料电池 以_______为燃料，_______为氧化剂，铂金属做电极，质子交换膜（只允许 H+ 通过的高聚物）做电解质，提供离子通道。 负极反应：_____________________ 正极反应：_____________________ 总反应：_____________________ · 考点05 电解池的工作原理 1．电解和电解池 (1)概念 ①电解是在_______作用下，在两个电极上分别发生_______反应和_______反应的过程。 ②电解池是将_____能转化为_______能的装置。 (2)电解池的工作原理 ①电极名称及反应类型 阴极：与电源_______相连的电极，发生_______反应； 阳极：与电源_______相连的电极，发生_______反应。 ②电子流向：______________、______________。 ③离子的移动方向：阳离子向_______移动，阴离子向_______移动。 (3)电解池的构成条件 具有与__________相连接的两个电极（阴极、阳极），插入_______溶液或熔融_______中，形成_________。 2．电解规律 (1)阴极产物判断 无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的一般是溶液中的阳离子。阳离子的放电顺序如下： 水中的H+放电的电极反应式为：____________________________（放H2生碱） (2)阳极产物判断 ①活性电极(除Au、Pt外的金属)作阳极，则活性电极_______电子，发生_______反应。 ②惰性电极(Pt、石墨等)作阳极，要依据阴离子的放电顺序判断。阴离子的放电顺序如下： 碱（OH-）放电的电极反应式为：____________________________ 水中的OH-放电的电极反应式为：____________________________（放O2生酸） · 考点06 电解原理的应用 1．电解饱和食盐水 (1)电极反应和电解方程式 ①阳极反应：_____________________，阴极反应：_____________________。 ②电解方程式：____________________________。 (2)电解饱和食盐水的工作原理 ①电解过程中，阳极室_____离子浓度减小，_____离子通过阳离子交换膜进入阴极室，NaCl溶液浓度变小；阴极室_____离子浓度增大，形成NaOH浓溶液。 ②阳离子交换膜的作用 a．防止阴极区的OH-进入阳极区，OH-与Cl2的反应方程式为______________________________。 b．防止H2与Cl2混合发生________。 2．电镀 (1)概念：应用________的原理在________或非金属制品表面镀上一薄层________或________的过程。 (2)目的：电镀的主要目的是增强金属的________能力，同时也可以增加美观和表面硬度等。因此，镀层金属通常是一些在空气或溶液中比较稳定、抗腐蚀能力强的金属或合金，如铬、镍、银、黄铜等。 (3)电镀的工作原理 电镀时，通常把待镀的金属制品作为______极，把镀层金属作为______极，用含有________________的溶液作为电解质溶液。 通直流电时，阳极上镀层金属________电子形成正离子，进入溶液中；阴极区，镀层金属正离子________电子在待镀的金属表面被还原，形成一层均匀、光洁而致密的镀层。 3．电解精炼铜 (1)电极反应： 用________（含有锌、镍、铁、银、金、铂等微量杂质）作阳极，用________作阴极，用________________作电解质溶液。 阳极：________________ 阴极：________________ (2)工作原理： ①阳极反应：粗铜中比铜活泼的金属________电子，以________的形式进入溶液（如锌、铁）；不如铜活泼的金属，它们会沉积在电解池阳极的底部（如金、银），称为________。 ②阴极反应：溶液中的Cu2+比Zn2+、Fe2+等离子优先________电子，成为金属铜析出。 4．电冶金 钠、钙、镁、铝等活泼金属正离子的氧化性很弱，无法用还原剂将它们从化合物中还原出来，故一般采用________法来冶炼。 总方程式 阳极、阴极反应式 冶炼钠 冶炼镁 冶炼铝 · 考点07 金属的电化学腐蚀与防护 1．金属的腐蚀 (1)金属的腐蚀 金属腐蚀是指金属与周围环境中的物质发生________反应而产生损耗的现象。 (2)化学腐蚀和电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 定义 金属与其他物质直接发生________反应而引起的腐蚀。 ________的金属或________与电解质溶液接触，发生________反应，使________的金属失去电子被氧化而引起的腐蚀。 本质 M－ne－===Mn＋ M－ne－===Mn＋ 现象 金属被腐蚀 ________金属被腐蚀 区别 _____电流产生 ________电流产生 联系 两者往往同时发生，金属的________腐蚀更普遍，而且危害性大，腐蚀速率大。实质都是金属原子________电子被________而损耗。 2．钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性 负极反应式 正极反应式 总反应 其他反应 ________________________________ Fe(OH)3→Fe2O3·nH2O(铁锈) 腐蚀速率 较快 较慢 普遍性 ________腐蚀更普遍 联系 往往两种腐蚀交替发生，但________腐蚀更普遍，两种过程都有微弱电流产生。 3．金属的电化学防护 (1)牺牲阳极的阴极保护法 利用________原理，将被保护金属作为______极（原电池的______极），把比它还原性强的金属作为______极（原电池的______极）。 应用：在轮船船体、锅炉内壁、地下管道等的钢铁材料上安装活泼的镁合金或锌块。 (2)外加电流阴极保护法 将作为______极的被保护金属和作为________极的________电极，置于电解质溶液中，外接直流电源的方法。 应用：保护海水中的船体、闸门等钢铁设备时就可采取这种方法。通直流电后，电子被强制流向被保护的钢铁设备，由于钢铁设备作为阴极，其腐蚀被抑制而得到保护。 (3)金属的其他防护方法 ①改变金属材料的组成 在金属中添加________或________可以制成性能优异的________。如普通钢中加入镍、铬等制成不锈钢产品，钛合金不仅具有优异的抗腐蚀性，还具有良好的生物相容性。 ②在金属表面覆盖保护层 在金属表面覆盖________保护层，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法。如，在钢铁制品的表面喷涂油漆、涂矿物性油脂、覆盖搪瓷、塑料等；电镀锌、锡、铬、镍等；利用化学方法、离子注入法、表面渗镀等方式在金属表面形成稳定的钝化膜。 · 易错点01 氧化还原反应 (1)一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原。如C2＋H2O===H＋中，被氧化和被还原的元素都是_______元素。 (2)一种反应物不一定只表现出一种性质。如反应2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑中，参加反应的KMnO4既表现了________性，又表现了________性。 (3)有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的相互转化不属于氧化还原反应。 (4)某种物质由化合态变为游离态，不一定是被还原，如HCl→Cl2是被________。 (5)氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低无必然关系。如HClO的氧化性________HClO4。 (6)氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少无必然关系。如铝在反应中失去3个电子，钠失去1个电子，但是钠的还原性比铝的______。 (7)元素处于最高价时只有氧化性，但氧化性不一定强。如CO2中C为＋4价是最高价，但CO2的氧化性很弱。 (8)元素处于最低价态时只有还原性，但还原性不一定强。如H2O中O为－2价是最低价，但H2O的还原性非常弱。 (9)具有氧化性的物质和具有还原性的物质不一定都能发生化学反应。如SO2具有________性，浓硫酸具有________性，但二者不发生氧化还原反应。 · 易错点02 原电池及化学电源 (1)单液铜锌原电池在工作过程中，锌直接和CuSO4溶液接触，会有化学反应发生，使部分化学能转化为热能，导致电池供电能力弱。 (2)双液铜锌原电池中，锌插入ZnSO4溶液、铜插入CuSO4溶液，避免了锌和CuSO4直接接触，提高了原电池的供电能力。 (3)可充电电池充电时原来的负极连接电源的________作________；同理，原来的正极连接电源的________作________，简记为负连负，正连正。 (4)可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 (5)燃料电池的电极本身不参与反应，有很强的________活性，起________作用。燃料和氧化剂连续地由外部供给。 (6)对于燃料电池要注意燃料在______极反应，O2在______极反应，要注意电解质溶液或传导介质的影响，如碱性条件下，CO2以________形式存在。 · 易错点03 电解池的工作原理 (1)电解时，在外电路中有电子通过，而在溶液中是依靠离子定向移动形成电流，即电子本身不会通过电解质溶液。 (2)阳离子的放电顺序遵循氧化还原反应的“先后规律”，前提条件是各种离子的浓度相差不大。 (3)金属阳离子(除Fe3＋外)放电，一般得到相应的金属单质，H＋放电则得到H2；Fe3＋放电一般转化为Fe2＋。 (4)阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 (5)最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－>OH－；阴极：Ag＋>Cu2＋>H＋。 (6)电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、Al等金属。 · 易错点04 电解原理的应用 (1)氯碱工业所用的饱和食盐水需要精制，除去NaCl中混有的Ca2＋、Mg2＋、SO。 (2)电镀时，镀层金属作______极，镀件作______极，含________阳离子的盐溶液为电解质溶液。 (3)电镀过程中的“一多，一少，一不变”：“一多”指阴极上有镀层金属沉积；“一少”指阳极上有镀层金属溶解；“一不变”指电镀液(电解质溶液)的浓度________。 (4)电解精炼铜时，粗铜中不活泼的杂质(银、金等)在阳极难以失去电子，最后以金属单质的形式沉积于电解槽的底部，成为阳极泥。 (5)电解精炼过程中的“两不等”：电解质溶液浓度在电解前后不相等；阴极增加的质量和阳极减少的质量不相等。 (6)用氧化铝电解冶炼铝时，氧化铝的熔点很高，为降低熔点，加入了助熔剂冰晶石(Na3AlF6)；电解过程中，阳极生成的氧气与石墨电极反应，因此石墨电极需不断补充。 (7)电镀铜时，电解质溶液中c(Cu2＋) ________；电解精炼铜时，电解质溶液中c(Cu2＋) ________。 (8)电解熔融MgCl2冶炼镁，而不能电解MgO冶炼镁，是因为MgO的熔点________。 · 易错点05 金属的电化学腐蚀与防护 (1)对同一种金属来说，在不同溶液中腐蚀的快慢：强电解质溶液____弱电解质溶液_____非电解质溶液。 (2)活动性不同的两金属：活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀________。 (3)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀________，且氧化剂的浓度越高，氧化性越________，腐蚀越________。 (4)对同一电解质溶液来说。电解原理引起的腐蚀_____原电池原理引起的腐蚀_____化学腐蚀_____有防护措施的腐蚀。 (5)钢铁发生电化学腐蚀时，负极铁失去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 (6)铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 (7)外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 第3章 水溶液中的离子反应与平衡（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（11大考点）→易错清单（7大易错点） · 考点01 水的电离和水的离子积常数 1．水的电离 (1)水是极弱的电解质，能发生微弱的电离。 (2)电离方程式：H2O＋ H2OH3O＋＋OH－，简写为：H2OH＋＋OH－。 2．水的离子积常数 (1)水的离子积常数表达式为KW= [H+]·[OH-]。 (2)KW及影响因素： ①水的电离是吸热过程，温度升高，水的离子积常数增大。 ②常温下KW=1×10-14。 (3)适用范围 ①常温时，Kw＝1.0×10－14，不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 ②不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)总是相等的。 3．影响水的电离平衡的因素 (1)温度：水的电离吸热过程，温度升高，会促进水的电离，水的电离程度增大，KW增大。 (2)酸碱效应： ①外加酸，c(H＋)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 ②外加碱，c(OH－)增大，抑制水的电离，水的电离程度减小，Kw不变。 (3)化学反应： 加入了活泼金属，可与水电离产生的H＋直接发生置换反应，产生H2，使水的电离平衡向右移动，水的电离程度增大。 (4)弱酸根离子或弱碱离子： ①加入弱碱离子（如Al3+、Fe2+、NH4+、Cu2+、Ag+等），弱碱离子与水电离出的OH-结合，水的电离平衡向右移动，c(H+)增大，溶液呈酸性。 ②加入弱酸根离子（如CO32-、HCO3-、CH3COO-等），弱酸根离子与水电离出的H+结合，水的电离平衡向右移动，c(OH-)增大，溶液呈碱性。 · 考点02 溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性 水溶液的酸碱性与［H+］和［OH—］之间相对大小的关系 ［H+］=［OH—］，溶液呈中性。 ［H+］>［OH—］，溶液呈酸性，且［H+］越大酸性越强。 ［H+］<［OH—］，溶液呈碱性，且［OH—］越大碱性越强。 2．用pH表示溶液的酸碱性 (1)溶液的 pH常用氢离子浓度的对数的负值来表示，表示为 pH=-lg[H+]。 (2)室温时，水溶液的酸碱性与［H+］和［OH—］的关系 中性溶液：［H+］=［OH—］= 1.0×10—7 mol·L—1，pH = 7。 酸性溶液：［H+］> 1.0×10—7 mol·L—1，pH < 7。 碱性溶液：［H+］< 1.0×10—7 mol·L—1，pH > 7。 (3)pH的适用范围：1×10－14 mol·L－1≤c(H＋)≤1 mol·L－1，即0≤pH≤14。 3．pH的测量 (1)酸碱指示剂 酸碱指示剂是一些分子结构复杂的有机弱酸或弱碱，根据溶液显示的颜色可以初步判断出溶液的酸碱性。 常见的酸碱指示剂有甲基橙、甲基红、石蕊、酚酞等。 (2)pH试纸 ①广范pH 试纸：可以测定1～14范围内溶液的pH，可判别的差值约为1个pH单位。 ②精密pH试纸：可测定的pH范围较窄， 可以判别的差值约为0.2或0.3个pH单位。 (3)pH计：也称酸度计，能更准确地测量溶液的pH，可精确到0.01个pH单位。 · 考点03 有关溶液pH的计算 1．单一溶液的pH计算 (1)c mol·L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃)，c(H＋)＝nc mol·L－1；pH＝－lg nc (2)c mol·L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) c(OH－)＝nc mol·L－1；c(H＋)＝＝ mol·L－1；pH＝14＋lg nc。 2．混合溶液pH的计算方法 (1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c混(H＋)＝，然后再求pH。 (2)强碱与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) 先计算c混(OH－)＝，再求c混(H＋)＝，最后求pH。 (3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 ②酸过量： 先求c余(H＋)＝，再求pH。 ③碱过量： 先求c余(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。 · 考点04 弱电解质的电离平衡 1．强电解质和弱电解质 (1)强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中都能电离、都能导电，电解质的强弱与溶解度无关 不同点 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程 可逆过程 表示方法 电离方程式用“===” 电离方程式用“” 电解质在溶液中的存在形式 水合离子 分子、水合离子 (2)常见的强电解质和弱电解质 ①常见的强电解质 强酸：HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、HClO4等。 强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 大部分盐，包括难溶性盐，如BaSO4、CaCO3等。 ②常见的弱电解质 弱酸：HF、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4、H2CO3、CH3COOH（或其他有机酸）、HNO2、HCN、H2SiO3等。 弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Fe(OH)2、Cu(OH)2等。 2．弱电解质的电离平衡 (1)电离平衡的建立 当弱电解质溶于水，在水分子的作用下，弱电解质分子电离出离子，而电离产生的离子又可以重新结合成分子。弱电解质的电离过程是可逆的，这两种相反的趋势最终将达到电离平衡状态。 (2)电离平衡的特征 ①弱电解质的电离平衡是一种动态平衡，达到平衡时，分子电离成离子和离子结合成分子的过程并没有停止。 ②弱电解质分子电离成离子速率和离子结合成弱电解质分子速率相等。 ③溶液中各分子和离子的浓度都保持不变。 ④外界条件发生变化，电离平衡发生移动。 3．电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 强电解质的在水中完全电离，其电离方程式用“===”表示。如： H2SO4：H2SO4===2H++SO42-； Na2CO3：Na2CO3===2Na++CO32-； Ba(OH)2：Ba(OH)2===Ba2++2OH-。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“”表示。如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO-+H+； NH3·H2O：NH3·H2ONH4++OH-。 ②多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。 如H2CO3的电离方程式：H2CO3H++HCO3-、HCO3-H++CO32-。 ③多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。 如Fe(OH)3的电离方程式是：Fe(OH)3Fe3++3OH-。 · 考点05 电离平衡的影响因素 1．内因： 弱电解质本身的性质是决定因素。 2．外部因素： (1)温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡右移，电离程度增大。 (2)浓度： ①增大弱电解质的浓度，电离平衡右移，但电离程度减小； ②加水稀释，电离平衡右移，电离程度增大。 (3)同离子效应：增大弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制弱电解质的电离，电离平衡左移，电离程度减小。 (4)酸碱效应：加入强酸，抑制弱酸的电离，促进弱碱的电离；加入强碱，抑制弱碱的电离，促进弱酸的电离。 (5)化学反应：若外加物质能与弱电解质电离出的离子发生反应，电离平衡右移，电离程度增大。 · 考点06 电离平衡常数和电离度 1．电离平衡常数 (1)电离平衡常数表达式 弱酸的电离平衡常数用Ka表示，弱碱的电离平衡常数用Kb表示。如： CH3COOH电离常数的表达式：Ka=； NH3·H2O电离常数的表达式：Kb=。 (2)多元弱酸的分步电离 H2CO3、H3PO4等多元弱酸在水溶液中分步电离，每步电离都有相应的电离平衡常数，如： H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO，所以Ka1＝，Ka2＝。 一般情况下多步电离时电离平衡常数相差较大。各级电离平衡常数的大小关系是Ka1≫Ka2≫Ka3，所以多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。 (3)电离平衡常数的意义 电离平衡常数的大小，反映了弱酸、弱碱的相对强弱。K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 (4)电离平衡常数的影响因素 ①电离平衡常数只与电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 ②由于电离是吸热的，所以电离平衡常数随着温度的升高而增大。 2．电离度 (1)电离度（α）： 指在一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已电离的分子数占总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。 即：电离度α＝×100% (2)意义 电离度是弱电解质电离程度的标志，它不但与温度有关，还与溶液的浓度有关，溶液越稀，电离度越大。 3．有关电离平衡常数的计算 对电离平衡常数和电离度的计算时，一般采用三段式： 以CH3COOHCH3COO-+H+为例，设CH3COOH的初始浓度为c mol·L-1，电离平衡常数为Ka，电离度为α。 CH3COOH  CH3COO- + H+ 初始浓度(mol/L) c 0 0 转化浓度(mol/L) cα cα cα 平衡浓度(mol/L) c- cα cα cα 其中：当酸或碱较弱时，c- cα≈c 则：Ka= = = cα2 α= 上式说明，弱电解质的电离度α与初始浓度有关，初始浓度越大，电离度越小；反之，初始浓度越小，电离度越大。 · 考点07 酸碱中和滴定 1．酸碱中和滴定原理 (1)概念：用已知浓度的酸（或碱）溶液来测定未知碱（或酸）溶液的浓度，由此建立的定量分析方法称为酸碱中和滴定，简称酸碱滴定或中和滴定。 其中已知浓度的酸或碱溶液称为标准液，未知浓度的碱或酸溶液常称为待测液。 (2)定量关系： 酸碱中和反应中H+和OH—按照 1∶ 1 的计量比进行反应： n(H+) = n(OH—) 即：c(H+)V(H+) = c(OH—)V(OH—) (3)酸碱滴定原理 首先准确量取待测溶液的体积，然后用标准溶液进行滴定，当酸和碱恰好完全反应时达到化学计量点。选用合适的酸碱指示剂，根据指示剂颜色的变化判断中和反应的完成，并确定它为滴定终点。 (4)pH突跃范围与指示剂选择 以 0.100 0 mol· L—1 的氢氧化钠溶液滴定 20.00 mL 的 0.100 0 mol· L—1 盐酸为例。 ①起始点：滴定前，溶液的pH 取决于盐酸的浓度， pH为 1.0。 ②计量点：当滴加的氢氧化钠溶液与盐酸的物质的量恰好相同时，达到化学计量点，此时溶液的 pH 等于 7.0。 ③滴定突跃范围：当滴定到盐酸还有 0.02 mL（约半滴）未被中和时，溶液为酸性（ pH = 4.3）；当滴加的氢氧化钠溶液过量 0.02 mL 时，溶液为碱性（ pH = 9.7），溶液的 pH 发生了突变，该pH范围也就是滴定突跃范围。 ④滴定终点：根据滴定突跃范围来选择酸碱指示剂。这里选用酚酞做指示剂，当溶液从无色突变为浅红色时，达到滴定终点。 2．【实验探究】强酸和强碱的中和滴定 以氢氧化钠标准溶液滴定未知浓度的盐酸为例。 (1)滴定管的使用 ①滴定管是准确测量放出液体体积的仪器，常用规格为50 mL和25 mL， 分度值为0.1 mL，读数可估计到 0.01 mL。 一般用红色手柄滴定管装酸性溶液，用蓝色手柄滴定管装碱性溶液。 ②滴定管的准备： a．检漏：滴定管清洗干净后，注入少量水检查活塞是否漏液。 b．洗涤和润洗：将滴定管用蒸馏水洗涤后，再分次用少量氢氧化钠标准溶液润洗滴定管2～3次，每次润洗液均从下端活塞放出。 c．装液：注入氢氧化钠标准溶液。 d．赶气泡和调节液面：打开活塞放出少量液体，赶尽活塞下端管内气泡使其充满液体，再慢慢调节滴定管内液面在“0”刻度处或“0”以下位置。 ③滴定管的读数：滴定管上一般标有棕色刻度线，读数时正对刻度线，平视观察蓝线粗、细交界点所对的刻度即为准确读数。 (2)溶液的准备：用洗净并经润洗的移液管准确移取20.00 mL（或从另一滴定管内放出）未知浓度的盐酸于150 mL 锥形瓶中，滴加2滴酚酞试液。 (3)滴定的操作：滴定时，一手控制滴定管活塞，另一手用拇指、食指和中指捏住锥形瓶颈部轻轻摇动。 (4)滴定终点的判断 滴定时，要控制好速度，特别是接近终点时滴定速度应减慢。当加入最后半滴氢氧化钠溶液恰好使溶液由无色变成浅粉红色，充分摇动，若在30 s内颜色不褪，即为滴定终点。 (5)计算盐酸的浓度。 3．酸碱中和滴定误差分析 (1)误差分析的基本依据 中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等。 分析误差要根据计算式分析，根据c(待)＝，c(标)、V(待)均为定值，c(待)的大小取决于V(标)的大小。 (2)分析方法 将所有变化量先归结为标准溶液用量V(标)变化，然后根据公式进行判断。 标准溶液用量偏多，V(标)变大，待测溶液浓度c(待)偏高。 标准溶液用量偏少，V(标)变小，待测溶液浓度c(待)偏低。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有： 步骤 操作 V(标) c(待) 洗涤 酸式滴定管未用标准液润洗 偏大 偏大 碱式滴定管未用待测液润洗 偏小 偏小 锥形瓶用待测液润洗 偏大 偏大 锥形瓶洗净后还有蒸馏水 无影响 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 偏小 偏小 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定到终点时气泡消失 偏大 偏大 振荡锥形瓶时部分液体溅出 偏小 偏小 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后反加一滴溶液颜色无变化 偏大 偏大 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯） 偏小 偏小 滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰） 偏大 偏大 · 考点08 盐类水解 1．盐类的水解反应 (1)概念：由盐电离生成的离子与水电离生成的H+或OH—结合成弱电解质的反应，叫做盐类的水解反应，简称盐类水解。 (2)盐类水解的实质 在溶液中盐电离出来的弱碱的阳离子或弱酸的阴离子结合水电离出的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同的酸性、碱性或中性。 (3)盐类水解的特点 ①与酸碱中和反应互为可逆反应，是吸热反应。 ②一般情况下，盐类水解程度极其微弱。 ③符合化学平衡移动的原理。 2．盐溶液的酸碱性 (1)盐的分类 根据成盐的酸、碱的强弱不同可以将盐进行分类。例如： (2)强酸强碱盐不发生水解，溶液呈中性；强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性；强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性。 3．盐类水解反应的离子方程式 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。如： CH3COOH：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。 NH4Cl：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。如： Na2CO3：CO＋H2OHCO＋OH－、HCO＋H2OH2CO3＋OH－。 (3)有些金属离子也是分步水解的，但这类离子的水解反应一般比较复杂，通常以总反应表示。 如Fel3：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。 4．盐类水解的规律 (1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。 (2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。 常见不水解的离子： ①强酸阴离子：Cl－、SO、NO、Br－、I－、ClO； ②强碱阳离子：K＋、Na＋、Ca2＋、Ba2＋。 (3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸阴离子。 (4)谁强显谁性——组成盐的酸根离子(碱的阳离子)是强酸根离子(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。 (5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解。 (6)同强显中性——①强酸强碱盐溶液显中性；②盐中的阳离子对应的碱的电离常数Kb与盐中的阴离子对应的酸的电离常数Ka相等时，盐溶液呈中性，如CH3COONH4溶液呈中性。 (7)越弱越水解——组成盐的酸根离子对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。 电离程度：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO，水解程度：CH3COO－＜HCO＜CN－＜CO。 · 考点09 水解平衡的移动 1．影响盐类水解的外界因素 (1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。 (2)浓度：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。 (3)酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。 2．实例分析 以NH4Cl在水中的水解为例：（水解方程式：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋） 条件 平衡移动方向 c(NH4+) c(NH3·H2O) c(H+) n(H+) 水解程度 加热 向右 减小 增大 增大 增大 增大 加水 向右 减小 减小 减小 增大 增大 通入氨气 向左 增大 增大 减小 减小 减小 加少量NH4Cl 向右 增大 增大 增大 增大 减小 通入HCl 向左 增大 减小 增大 增大 减小 加少量NaOH 向右 减小 增大 减小 减小 增大 加少量Na2CO3 向右 减小 增大 减小 减小 增大 加少量FeCl3 向左 增大 减小 增大 增大 减小 3．水解的应用 应用 举例 判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示) Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋ 判断酸性强弱 NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3、SnCl2溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3溶液，发生的反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 作净水剂 明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用 除锈剂 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接金属时的除锈剂 清洗油污 利用加热能促进水解的原理，常使用热碱水清洗厨房的油污 4．加热蒸发盐溶液时所得固体 (1)热稳定性好的盐的溶液，加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl溶液、Na2CO3溶液。 (2)阳离子能水解，但生成的酸不挥发，加热蒸干，析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3溶液。 (3)阳离子能水解，但水解后生成的酸（如HCl、HNO3）有挥发性，加热时，水解程度增大，酸挥发，析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物。如AlCl3溶液和FeCl3溶液加热时，水解程度增大，HCl挥发，分别生成Al(OH)3沉淀和Fe(OH)3沉淀，继续加热蒸干，Al(OH)3和Fe(OH)3受热分解，得到Al2O3和Fe2O3。 (4)盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐会分解，如NaHCO3、Ca(HCO3)2加热时会发生分解：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O、Ca(HCO3)2CaCO3+CO2↑+H2O。 (5)具有较强还原性的盐，加热时被氧气氧化，生成气体物质，如Na2SO3被氧化成Na2SO4：2Na2SO3+O22Na2SO4。 · 考点10 难溶电解质的溶度积常数 1．沉淀溶解平衡 在一定的温度下，当沉淀和溶解两个过程的速率相等时建立平衡，称为难溶电解质的沉淀溶解平衡。 2. 难溶电解质的溶解平衡的影响因素 (1)内因：难溶物质溶解程度的大小，主要取决于物质本身的性质。 (2)外因 影响沉淀溶解平衡的外部因素有温度、浓度、加入的电解质等。 ①温度：温度升高，多数沉淀溶解平衡向溶解的方向移动。 ②浓度：加水稀释，浓度减小，平衡向溶解的方向移动。 ③同离子效应：加入与难溶电解质构成微粒相同的物质，平衡向生成沉淀的方向移动。 ④化学反应：加入与难溶电解质溶解所得的离子反应的物质，平衡向溶解的方向移动。 (3)实例分析：以AgCl(s)⇌Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例。 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 3．溶度积常数 (1)对于一般的难溶电解质AmBn的沉淀溶解平衡：AmBn(s)  mAn+ + nBm- Ksp = [An+]m×[Bm-]n (2)意义：Ksp的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小，也反映了难溶电解质生成沉淀的难易程度。对于同类型的难溶电解质（如AgCl、AgBr、AgI）而言，Ksp 越小，其在水中的溶解程度越小。 (3)影响因素：Ksp的大小不受离子浓度的影响，但随温度的改变而改变。 · 考点11 沉淀溶解平衡的移动 1. 溶度积规则 在一定的温度下，通过比较Ksp与难溶强电解质离子浓度幂的乘积Q的相对大小，可以判断沉淀的生成和溶解。 Q > Ksp，溶液中有沉淀析出，直至达到平衡状态。 Q = Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态。 Q < Ksp，溶液未达到饱和，无沉淀析出。 2.沉淀溶解平衡的应用 (1)沉淀的生成 ①调节pH法：如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH至7～8，离子方程式为：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 ②沉淀剂法：如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为：Cu2＋＋H2S===CuS↓＋2H＋。 (2)沉淀的溶解 ①酸溶解法： 用离子方程式表示难溶于水的CaCO3可溶于盐酸CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 ②盐溶液溶解法：用离子方程式表示Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液： Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。 ③氧化还原溶解法：如不溶于盐酸的硫化物Ag2S溶于稀HNO3。 ④配位溶解法：如AgCl溶于氨水，离子方程式为 AgCl＋2NH3·H2O===Ag(NH3)2＋＋Cl－＋2H2O。 (3)沉淀的转化 ①实质：沉淀溶解平衡的移动(沉淀的溶解度差别越大，越容易转化)。 ②应用 a．锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为： CaSO4(s)＋COCaCO3(s)＋SO。 b．矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为： ZnS(s)＋Cu2＋(aq) CuS(s)＋Zn2＋(aq)。 · 易错点01 水的电离和水的离子积常数 (1)水的电离是吸热过程，所以升温，水的电离程度增大，溶液导电性增强，电导率示数增大。 (2)在水中加入酸或碱，会抑制水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均减小，但仍然相等。在常温下，若由水电离出的c(H＋)<1×10－7mol·L－1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。 (3)水受热温度升高，促进水的电离，水电离出的c(H＋)、c(OH－)均增大，但仍然呈中性。 (4)在酸或碱的溶液中，Kw表达式中的c(H＋)、c(OH－)均为溶液中两种离子的总浓度，不一定是水电离出的c(H＋)、c(OH－)。如0.1 mol·L－1盐酸中，c(H＋)约为0.1 mol·L－1。 (5)抑制水的电离平衡的因素有降温、加入酸(或强酸的酸式盐)、加入碱。 (6)Kw揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。 (7)Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大，如100 ℃，Kw＝5.6×10－13。但是在室温下，可忽略温度的影响，Kw为1.0×10－14。 (8)Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱的稀溶液，且由水电离的c水(H＋)＝c水(OH－)。此时，水溶液中水的离子积常数不变。 · 易错点02 溶液的酸碱性和pH (1)溶液呈酸、碱性的实质是c(H＋)与c(OH－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。 (2)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2时溶液也不一定为酸溶液，还可能为能水解的盐溶液。 (3)不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则会将溶液稀释，可能导致所测定的pH不准确，使酸性溶液的pH变大，碱性溶液的pH变小，但中性溶液不受影响。 (4)有强氧化性和有颜色的物质，不能用pH试纸测定其pH，如新制氯水、NaClO、漂白粉溶液、双氧水、高锰酸钾溶液、氯化铁溶液、硫酸铜溶液等。 (5)pH试纸不能测c(H＋)>1 mol·L－1或c(OH－)>1 mol·L－1的溶液的pH。 (6)强酸溶液和强碱溶液混合后计算pH，必须先判断出混合后溶液的酸碱性，然后计算混合后的OH-或H＋浓度。 (7)根据酸的浓度计算酸溶液的pH时，不必考虑温度，而根据碱的浓度计算碱溶液的pH时，需要根据离子积计算c(H＋)，因此一定要注意溶液的温度，只有室温时，Kw＝1.0×10－14。 (8)一定pH的强碱与强碱混合后求pH。在计算过程中易出现直接用H＋浓度进行混合计算的错误。因为强碱溶液的混合是OH－混合，H＋是随OH－浓度改变而改变的，不能直接用于混合碱的计算，H＋浓度必须通过c(H＋)＝来求。 · 易错点03 弱电解质的电离平衡及其影响因素 (1)电离平衡的可逆性：弱电解质在水溶液中的电离都是可逆过程。 (2)弱电解质处于电离平衡状态时，电解质分子电离成离子和离子结合成电解质分子的过程没有停止，且v电离=v结合≠0。 (3)溶液中电解质分子和电解质离子同时存在，且溶液中电解质分子和电解质离子的浓度保持不变。 (4)电离吸热，升高温度，电离平衡一定正向移动，电离程度增大。 (5)弱电解质的电离程度、溶液的导电能力与电离平衡的移动没有必然的关系。 (6)弱电解质溶液加水稀释时，要注意离子浓度与离子物质的量的变化。 如0.1 mol·L－1 CH3COOH加水稀释，c(CH3COOH)、c(H＋)、c(CH3COO－)均减小，但稀释促进电离，所以n(CH3COOH)减小，n(H＋)、n(CH3COO－)增大。 (7)电离平衡也属于化学平衡，可用勒夏特列原理分析弱电解质的电离平衡。 (8)注意加水稀释和加入冰醋酸都会使平衡正向移动，但是电离度却是相反的。 · 易错点04 电离平衡常数 (1)不同弱电解质电离常数的大小由物质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K值越大，电离程度越大。 (2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。 (3)电离常数K只随温度的变化而变化，升高温度，K值增大。 (4)多元弱酸各级电离常数：Ka1≫Ka2≫Ka3，其酸性主要由第一步电离决定，Ka值越大，相应酸的酸性越强。 · 易错点05 酸碱中和滴定 (1)滴定管的“0”刻度位于上方，最大刻度位于滴定管下部，最大刻度下部没有刻度，因此实际盛装溶液的体积大于最大刻度所标注的体积。 (2)滴定管的最小刻度为0.1mL，精确度为0.01mL。 (3)锥形瓶只能用蒸馏水洗净，不可用待测液润洗。 (4)滴定管使用时的操作要依照查漏—水洗—润洗—装液—调节液面、赶气泡—读数的顺序进行。 (5)强酸与强碱相互滴定时，选甲基橙或酚酞都可以，但不能选石蕊试液(遇酸、碱颜色变化不明显)。一般原则是酸滴定碱，选甲基橙；碱滴定酸，选酚酞。 (6)在酸碱中和滴定前的准备工作中，滴定管用蒸馏水洗净后，还要用标准液润洗2～3次，其原因是标准液的浓度已知，若滴定管未用标准液润洗，滴定管内壁附着的水会使标准液实际浓度减小，消耗标准液体积增大，待测液浓度偏大。 (7)在滴定前，锥形瓶用蒸馏水洗净后，不能用待测液润洗。因为若用待测液润洗锥形瓶，会使量取的待测液的实际体积增大，消耗标准液的体积增大，使测定结果偏大。 (8)滴定管正确的读数方法是视线、刻度线、凹液面在同一水平线上。 · 易错点06 盐类水解的原理 (1)盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀或气体，书写水解反应的离子方程式时，一般用“”连接，产物不标“↑”或“↓”。 (2)多元弱酸根离子的水解分步进行，以第一步为主。 (3)多元弱碱阳离子水解反应过程复杂，要求一步写到底。 (4)盐的电离方程式和水解方程式的区别 如HCO3-+H2OCO32-+H3O+是HCO3-的电离方程式，而HCO3-+H2OH2CO3+OH-是HCO3-水解的离子方程式。 (5)弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。 ①NH与S2－、HCO、CO、CH3COO－等组成的盐虽然水解相互促进，但水解程度较小，书写时仍用“”表示。如：NH＋CH3COO－＋H2OCH3COOH＋NH3·H2O。 ②Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO，Fe3＋与CO、HCO等组成的盐水解相互促进非常彻底，生成气体和沉淀，书写时用“===”表示。如泡沫灭火器原理：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 (6)酸式盐溶液酸碱性要看酸式酸根离子的电离和水解程度的相对大小： ①只电离不水解(如NaHSO4等)的显酸性； ②电离大于水解(如NaHSO3、NaH2PO4等)的显酸性； ③水解大于电离(如NaHCO3、NaHS等)的显碱性 · 易错点07 难溶电解质的沉淀溶解平衡 (1)溶度积Ksp仅与温度有关。 (2)溶度积与溶解度均可表示物质的溶解性。 (3)相同类型的电解质，溶度积越小，其溶解度越小。 (4)相同类型的难溶电解质，Ksp越大，在水中的溶解能力越强。如相同温度下，Ksp (FeS)=1.59×10-19，Ksp (CuS)=1.267×10-36，则CuS比FeS更难溶。 (5) Ksp相差不大时，Ksp不能直接作为比较依据，如相同温度下，Ksp (AgCl)=1.8×10-10，Ksp [Mg(OH)2] = 5.6×10-12，虽然Mg(OH)2的Ksp 较小，但不能认为Mg(OH)2比AgCl更难溶。 (6)在进行有关计算时一定要注意难溶电解质的化学组成及溶液混合后体积变化引起的离子浓度变化。 (7)沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般是溶解度小的沉淀会转化生成溶解度更小的沉淀。 (8)当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度越小的越先沉淀；如果生成各种沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。 (9)溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，如在BaSO4的饱和溶液中加入高浓度的Na2CO3溶液，也可以转化成溶解度较大的BaCO3沉淀。 第4章 氧化还原反应和电化学（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（7大考点）→易错清单（5大易错点） · 考点01 氧化还原反应的基本概念和规律 1．氧化还原反应的基本概念 (1)氧化反应和还原反应 反应物所含元素化合价升高的反应是氧化反应，化合价降低的反应是还原反应。 (2)氧化剂和还原剂 失去电子的物质是还原剂，发生氧化反应，其产物称为氧化产物； 得到电子的物质是氧化剂，发生还原反应，其产物称为还原产物。 (3)氧化还原反应概念间的关系 2．氧化还原反应的规律 (1)电子守恒规律：还原剂失去电子的总数和氧化剂得到电子的总数相等。 (2)强弱规律： 氧化还原反应自发进行的方向，总是由氧化性较强的氧化剂与还原性较强的还原剂反应，生成还原性较弱的还原产物和氧化性较弱的氧化产物。 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 3．半反应 (1)半反应：用电子把同一元素的两种价态联系起来的反应。氧化还原反应本质上是两个半反应之间竞争电子的反应。 (2)半反应式的书写： ①考虑在反应中存在电子转移的元素所在的物质得失电子的情况。 ②考虑元素形成的物质在溶液中的主要存在形式，应该遵循离子方程式的书写要求。 · 考点02氧化还原反应方程式的配平 1．氧化还原反应方程式的配平 (1)配平原理：化合价升降法（即化合价升降总数相等），电子守恒原理。 (2)配平步骤： ①标出化合价有变化的元素，以元素化合价升高和降低总数相等的原则，乘以适当的系数。 ②配平氧化剂、还原剂、还原产物和氧化产物。 ③配平其他物质。 2．氧化还原反应方程式的配平技巧 (1)正向配平 ①氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，以反应物为基准从左边配平。 ②归中反应(变价元素只有一种，“高价＋低价→中间价”)以反应物为基准从左边配平。 (2)逆向配平 ①适用对象：氧化剂、还原剂中某元素化合价部分变价的；自身氧化还原反应；歧化反应(变价元素只有一种，中间价→高价＋低价)。 ②方法：从右边生成物着手配平，即：选择氧化产物、还原产物为基准物质 (3)缺项配平 缺项方程式：某些反应物或生成物的分子式未写出(缺项)，它们一般为水、酸、碱。 ①先根据化合价变化找出氧化剂、还原剂及还原产物、氧化产物； ②再根据质量守恒、电荷守恒确定所缺的物质的化学式(分子或离子)，若反应物缺正电荷，一般加H＋，生成物加水；若反应物缺负电荷，一般加OH－，生成物加水。 ③最后观察配平其他物质系数。 · 考点03 原电池的工作原理 1．原电池的工作原理 (1)一般，原电池反应为自发的氧化还原反应，且ΔH<0。 (2)电极反应：负极失去电子，发生氧化反应；正极得到电子，发生还原反应。 (3)电子流向：电子由负极经导线流向正极。 (4)离子流向：盐桥中的阳离子流向正极，阴离子流向负极。 (5)盐桥的作用： ①将两个半电池隔开，提高电池效率。 ②连接两个半电池，保持溶液的电中性，形成闭合回路。 2．原电池的构成 (1)半电池 原电池由两个半电池组成，半电池包括电极材料和电解质溶液。 (2)电极材料 一般情况下，两个活泼性不同的电极，相对活泼的金属作负极，较不活泼的金属（或导电的非金属）作正极。 (3)形成闭合回路 两个半电池通过盐桥和导线连接，形成闭合回路。 两个隔离的半电池通过盐桥连接起来，盐桥中通常是装有含KCl或NH4NO3饱和溶液的琼脂。 3．电极的分类 按照电极与表面半反应的关系，可以将构成原电池的电极分为金属电极、惰性电极、气体电极等类型。 ①金属电极：金属导电材料直接参与半反应的电极叫做金属电极。 ②惰性电极：导电材料本身不发生氧化还原反应的电极叫做惰性电极，如铂、石墨等。 ③气体电极：吸附在电极表面的气体会参与半反应的电极叫做气体电极，如标准氢电极等。 · 考点04 化学电源——电池 1．化学电源的分类 (1)一次电池：只能放电不能充电，日常生活中锌锰干电池、锌银纽扣电池。 (2)二次电池：也称为可充电电池，可以反复使用，如铅酸蓄电池、锂离子电池等。 (3)燃料电池：在放电过程中不断地输入化学物质，使放电可以连续不间断地进行。目前有氢气、甲烷、甲醇、乙醇等燃料电池。 2．常见的化学电源 (1)干电池 ①分类：锌锰干电池有两种—普通锌锰干电池和碱性锌锰干电池。 普通干电池的电解质溶液为氯化铵和氯化锌，碱性干电池的电解质溶液为氢氧化钾。 ②碱性锌锰干电池的工作原理 负极反应式：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2　 正极反应式：MnO2＋H2O＋e－===MnOOH＋OH－ 总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2 (2)铅酸蓄电池 ①正极上覆盖有 PbO2，负极上覆盖有 Pb，电解质溶液是硫酸。 ②电极反应 负极：Pb＋SO－2e－PbSO4 正极： PbO2＋4H＋＋SO＋2e－PbSO4＋2H2O 总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O (3)锂离子电池 锂离子电池主要依靠锂离子在正极和负极之间的来回移动而工作，负极为层状石墨材料，正极为含锂的化合物。 充电时，正极材料发生氧化反应，Li+ 从正极脱嵌，经过电解液，穿过隔膜，到达负极发生还原反应，插入层状石墨中，负极由贫锂状态到富锂状态。放电过程与充电过程相反。 (4)燃料电池 ①燃料电池 燃料电池是一种不经过燃烧，连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化成电能的化学电源。 燃料电池的氧化剂和还原剂不是储藏在电池内部，而是不断地从外部输入，分别在正、负极上发生还原反应、氧化反应，生成物不断被排出，从而使化学能不断地转化为电能。 燃料电池除氢气外，甲烷、甲醇、乙醇、肼、氨等都可以作为燃料；除氧气以外，空气也可以作为氧化剂。 ②氢燃料电池 以氢气为燃料，氧气为氧化剂，铂金属做电极，质子交换膜（只允许 H+ 通过的高聚物）做电解质，提供离子通道。 负极反应：H2－2e－===2H＋ 正极反应：O2+2H++2e-===H2O 总反应：2H2＋O2===2H2O · 考点05 电解池的工作原理 1．电解和电解池 (1)概念 ①电解是在直流电作用下，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。 ②电解池是将电能转化为化学能的装置。 (2)电解池的工作原理 ①电极名称及反应类型 阴极：与电源负极相连的电极，发生还原反应； 阳极：与电源正极相连的电极，发生氧化反应。 ②电子流向：负极→阴极、阳极→正极。 ③离子的移动方向：阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。 (3)电解池的构成条件 具有与直流电源相连接的两个电极（阴极、阳极），插入电解质溶液或熔融电解质中，形成闭合回路。 2．电解规律 (1)阴极产物判断 无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的一般是溶液中的阳离子。阳离子的放电顺序如下： 水中的H+放电的电极反应式为：2H2O+2e-===H2↑+2OH-（放H2生碱） (2)阳极产物判断 ①活性电极(除Au、Pt外的金属)作阳极，则活性电极失去电子，发生氧化反应。 ②惰性电极(Pt、石墨等)作阳极，要依据阴离子的放电顺序判断。阴离子的放电顺序如下： 碱（OH-）放电的电极反应式为：4 OH--4e-===O2↑+2H2O 水中的OH-放电的电极反应式为：2H2O-4e-===O2↑+4H+（放O2生酸） · 考点06 电解原理的应用 1．电解饱和食盐水 (1)电极反应和电解方程式 ①阳极反应：2Cl--2e-===Cl2↑，阴极反应：2H2O+2e-===H2↑+2OH-。 ②电解方程式：2NaCl+2H2OH2↑+2NaOH+Cl2↑。 (2)电解饱和食盐水的工作原理 ①电解过程中，阳极室Cl-离子浓度减小，Na+离子通过阳离子交换膜进入阴极室，NaCl溶液浓度变小；阴极室OH-离子浓度增大，形成NaOH浓溶液。 ②阳离子交换膜的作用 a．防止阴极区的OH-进入阳极区，OH-与Cl2的反应方程式为Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O。 b．防止H2与Cl2混合发生爆炸。 2．电镀 (1)概念：应用电解的原理在某些金属或非金属制品表面镀上一薄层其他金属或合金薄层的过程。 (2)目的：电镀的主要目的是增强金属的抗腐蚀能力，同时也可以增加美观和表面硬度等。因此，镀层金属通常是一些在空气或溶液中比较稳定、抗腐蚀能力强的金属或合金，如铬、镍、银、黄铜等。 (3)电镀的工作原理 电镀时，通常把待镀的金属制品作为阴极，把镀层金属作为阳极，用含有镀层金属离子的溶液作为电解质溶液。 通直流电时，阳极上镀层金属失去电子形成正离子，进入溶液中；阴极区，镀层金属正离子得到电子在待镀的金属表面被还原，形成一层均匀、光洁而致密的镀层。 3．电解精炼铜 (1)电极反应： 用粗铜（含有锌、镍、铁、银、金、铂等微量杂质）作阳极，用精铜作阴极，用硫酸酸化的硫酸铜溶液作电解质溶液。 阳极：Cu-2e-===Cu2+ 阴极：Cu2++2e-===Cu (2)工作原理： ①阳极反应：粗铜中比铜活泼的金属失去电子，以正离子的形式进入溶液（如锌、铁）；不如铜活泼的金属，它们会沉积在电解池阳极的底部（如金、银），称为阳极泥。 ②阴极反应：溶液中的Cu2+比Zn2+、Fe2+等离子优先得到电子，成为金属铜析出。 4．电冶金 钠、钙、镁、铝等活泼金属正离子的氧化性很弱，无法用还原剂将它们从化合物中还原出来，故一般采用电解法来冶炼。 总方程式 阳极、阴极反应式 冶炼钠 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ 2Cl－－2e－===Cl2↑、2Na＋＋2e－===2Na 冶炼镁 MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 2Cl－－2e－===Cl2↑、Mg2＋＋2e－===Mg 冶炼铝 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ 6O2－－12e－===3O2↑、4Al3＋＋12e－===4Al · 考点07 金属的电化学腐蚀与防护 1．金属的腐蚀 (1)金属的腐蚀 金属腐蚀是指金属与周围环境中的物质发生氧化还原反应而产生损耗的现象。 (2)化学腐蚀和电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 定义 金属与其他物质直接发生氧化还原反应而引起的腐蚀。 不纯的金属或合金与电解质溶液接触，发生原电池反应，使比较活泼的金属失去电子被氧化而引起的腐蚀。 本质 M－ne－===Mn＋ M－ne－===Mn＋ 现象 金属被腐蚀 较活泼金属被腐蚀 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 两者往往同时发生，金属的电化学腐蚀更普遍，而且危害性大，腐蚀速率大。实质都是金属原子失去电子被氧化而损耗。 2．钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性 负极反应式 Fe－2e－===Fe2＋ 正极反应式 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 总反应 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2↓ 其他反应 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 Fe(OH)3→Fe2O3·nH2O(铁锈) 腐蚀速率 较快 较慢 普遍性 吸氧腐蚀更普遍 联系 往往两种腐蚀交替发生，但吸氧腐蚀更普遍，两种过程都有微弱电流产生。 3．金属的电化学防护 (1)牺牲阳极的阴极保护法 利用原电池原理，将被保护金属作为阴极（原电池的正极），把比它还原性强的金属作为阳极（原电池的负极）。 应用：在轮船船体、锅炉内壁、地下管道等的钢铁材料上安装活泼的镁合金或锌块。 (2)外加电流阴极保护法 将作为阴极的被保护金属和作为辅助阳极的惰性电极，置于电解质溶液中，外接直流电源的方法。 应用：保护海水中的船体、闸门等钢铁设备时就可采取这种方法。通直流电后，电子被强制流向被保护的钢铁设备，由于钢铁设备作为阴极，其腐蚀被抑制而得到保护。 (3)金属的其他防护方法 ①改变金属材料的组成 在金属中添加其他金属或非金属可以制成性能优异的合金。如普通钢中加入镍、铬等制成不锈钢产品，钛合金不仅具有优异的抗腐蚀性，还具有良好的生物相容性。 ②在金属表面覆盖保护层 在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法。如，在钢铁制品的表面喷涂油漆、涂矿物性油脂、覆盖搪瓷、塑料等；电镀锌、锡、铬、镍等；利用化学方法、离子注入法、表面渗镀等方式在金属表面形成稳定的钝化膜。 · 易错点01 氧化还原反应 (1)一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原。如C2＋H2O===H＋中，被氧化和被还原的元素都是氯元素。 (2)一种反应物不一定只表现出一种性质。如反应2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑中，参加反应的KMnO4既表现了还原性，又表现了氧化性。 (3)有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的相互转化不属于氧化还原反应。 (4)某种物质由化合态变为游离态，不一定是被还原，如HCl→Cl2是被氧化。 (5)氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低无必然关系。如HClO的氧化性高于HClO4。 (6)氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少无必然关系。如铝在反应中失去3个电子，钠失去1个电子，但是钠的还原性比铝的强。 (7)元素处于最高价时只有氧化性，但氧化性不一定强。如CO2中C为＋4价是最高价，但CO2的氧化性很弱。 (8)元素处于最低价态时只有还原性，但还原性不一定强。如H2O中O为－2价是最低价，但H2O的还原性非常弱。 (9)具有氧化性的物质和具有还原性的物质不一定都能发生化学反应。如SO2具有还原性，浓硫酸具有氧化性，但二者不发生氧化还原反应。 · 易错点02 原电池及化学电源 (1)单液铜锌原电池在工作过程中，锌直接和CuSO4溶液接触，会有化学反应发生，使部分化学能转化为热能，导致电池供电能力弱。 (2)双液铜锌原电池中，锌插入ZnSO4溶液、铜插入CuSO4溶液，避免了锌和CuSO4直接接触，提高了原电池的供电能力。 (3)可充电电池充电时原来的负极连接电源的负极作阴极；同理，原来的正极连接电源的正极作阳极，简记为负连负，正连正。 (4)可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。 (5)燃料电池的电极本身不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用。燃料和氧化剂连续地由外部供给。 (6)对于燃料电池要注意燃料在负极反应，O2在正极反应，要注意电解质溶液或传导介质的影响，如碱性条件下，CO2以CO形式存在。 · 易错点03 电解池的工作原理 (1)电解时，在外电路中有电子通过，而在溶液中是依靠离子定向移动形成电流，即电子本身不会通过电解质溶液。 (2)阳离子的放电顺序遵循氧化还原反应的“先后规律”，前提条件是各种离子的浓度相差不大。 (3)金属阳离子(除Fe3＋外)放电，一般得到相应的金属单质，H＋放电则得到H2；Fe3＋放电一般转化为Fe2＋。 (4)阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电。 (5)最常用、最重要的放电顺序是阳极：Cl－>OH－；阴极：Ag＋>Cu2＋>H＋。 (6)电解水溶液时，K＋～Al3＋不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、Al等金属。 · 易错点04 电解原理的应用 (1)氯碱工业所用的饱和食盐水需要精制，除去NaCl中混有的Ca2＋、Mg2＋、SO。 (2)电镀时，镀层金属作阳极，镀件作阴极，含镀层金属阳离子的盐溶液为电解质溶液。 (3)电镀过程中的“一多，一少，一不变”：“一多”指阴极上有镀层金属沉积；“一少”指阳极上有镀层金属溶解；“一不变”指电镀液(电解质溶液)的浓度不变。 (4)电解精炼铜时，粗铜中不活泼的杂质(银、金等)在阳极难以失去电子，最后以金属单质的形式沉积于电解槽的底部，成为阳极泥。 (5)电解精炼过程中的“两不等”：电解质溶液浓度在电解前后不相等；阴极增加的质量和阳极减少的质量不相等。 (6)用氧化铝电解冶炼铝时，氧化铝的熔点很高，为降低熔点，加入了助熔剂冰晶石(Na3AlF6)；电解过程中，阳极生成的氧气与石墨电极反应，因此石墨电极需不断补充。 (7)电镀铜时，电解质溶液中c(Cu2＋)不变；电解精炼铜时，电解质溶液中c(Cu2＋)减小。 (8)电解熔融MgCl2冶炼镁，而不能电解MgO冶炼镁，是因为MgO的熔点很高。 · 易错点05 金属的电化学腐蚀与防护 (1)对同一种金属来说，在不同溶液中腐蚀的快慢：强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液。 (2)活动性不同的两金属：活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀越快。 (3)对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快，且氧化剂的浓度越高，氧化性越强，腐蚀越快。 (4)对同一电解质溶液来说。电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀。 (5)钢铁发生电化学腐蚀时，负极铁失去电子生成Fe2＋，而不是生成Fe3＋。 (6)铜暴露在潮湿的空气中发生的是化学腐蚀，而不是电化学腐蚀，生成铜绿的化学成分是Cu2(OH)2CO3。 (7)外加电流的阴极保护法比牺牲阳极的阴极保护法保护效果好。 8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $