2026-2027学年高二上学期鲁科版化学选择性必修一期末复习知识清单

知识清单1　化学反应的热效应 一、焓变　热化学方程式 1．反应热和焓变 (1)反应热：化学反应过程中吸收或放出的能量。 (2)焓变：恒压条件下的反应热，称之为焓变，符号为ΔH，单位为kJ·mol－1。 2．放热反应和吸热反应 (1)能量—反应过程图示 项目 放热反应(ΔH<0) 吸热反应(ΔH>0) 图示 说明 ①E1代表反应物断键吸收的能量，即反应物的键能之和。过渡态理论认为E1为正反应的活化能； ②E2代表形成化学键时释放的能量，即生成物的键能之和。过渡态理论认为E2为逆反应的活化能 (2)常见的放热反应和吸热反应 项目 放热反应 吸热反应 常见 反应 ①可燃物的燃烧 ②酸碱中和反应 ③金属与酸的置换反应 ④物质的缓慢氧化 ⑤铝热反应 ⑥大多数化合反应 ①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ②C和H2O(g)、C和CO2的反应 ③大多数分解反应 ④盐类的水解反应 ⑤NaHCO3与盐酸的反应 3.反应焓变的计算方法 ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量 ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能 ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能 4．热化学方程式的书写 (1)热化学方程式中必须注明反应物和生成物的聚集状态，固体(s)、液体(l)、气体(g)、水溶液(aq)，若为同素异形体，则还要注明名称。 (2)热化学方程式要注明反应时的温度和压强。如不注明，即表示在25 ℃和101 kPa下测定。 (3)热化学方程式中各物质前的化学计量数可以是整数，也可以是分数。当化学计量数改变时，其ΔH也同等倍数的改变。 (4)要注明ΔH的符号(“＋”代表吸热，“－”代表放热)以及单位(kJ·mol－1)。 二、中和反应反应热　燃烧热 1．中和反应反应热：在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1 mol液态水时所放出的热量，中和反应反应热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。 2．燃烧热：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，单位是kJ/mol。 燃烧元素 C H S N 指定产物及状态 CO2(g) H2O(l) SO2(g) N2(g) 三、盖斯定律 1．内容：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。即在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 2．应用 转化关系 反应热之间的关系 aA(g)===B(g)　ΔH1 A(g)===B(g)　ΔH2 ΔH1＝aΔH2 aA(g)===B(g)　ΔH1 B(g)===aA(g)　ΔH2 ΔH1＝－ΔH2 ΔH＝ΔH1＋ΔH2 3.反应热大小的比较 (1)比较反应热(ΔH)的大小，要带符号比较。 (2)等量的可燃物完全燃烧所放出的热量比不完全燃烧所放出的热量多，则完全燃烧的ΔH较小。 (3)生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多。 (4)对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于理论数值。 (5)利用盖斯定律比较 ①同一反应，生成物状态不同时 如A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH1<0 A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH2<0 C(g)===C(l)　ΔH3<0 ΔH1＋ΔH3＝ΔH2，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0，所以ΔH2<ΔH1。 ②同一反应，反应物状态不同时 如S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1<0 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2<0 S(g)===S(s)　ΔH3<0 ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0，所以ΔH1<ΔH2。 知识清单2　电化学基础 一、原电池 1．概念：把化学能转化为电能的装置，本质是发生氧化还原反应。 2．工作原理(以锌铜原电池为例) (1)原电池构成条件 ①两种不同活性的电极(燃料电池两极都为石墨电极)； ②电解质溶液或熔融电解质； ③形成闭合回路。 (2)盐桥(含KCl饱和溶液的琼脂)作用 ①连接内电路，形成闭合回路； ②平衡电荷，Cl－移向负极，K＋移向正极； ③减少能量损耗。 3．原电池原理的应用 (1)设计制作化学电源。 (2)比较金属的活动性强弱：原电池中，负极一般是活动性较强的金属，正极一般是活动性较弱的金属(或能导电的非金属)。 (3)增大化学反应速率：氧化还原反应形成原电池时，反应速率增大。 (4)用于金属的防护：将需要保护的金属制品作为原电池的正极而受到保护。 二、化学电源 1．一次电池 负极反应式：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2； 正极反应式：MnO2＋H2O＋e－===MnO(OH)＋OH－； 总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnO(OH)＋Zn(OH)2 负极反应式：Zn＋2OH－－2e－===ZnO＋H2O； 正极反应式：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－； 总反应：Zn＋Ag2O===ZnO＋2Ag 2.二次电池：又称可充电电池或蓄电池 (1)铅酸蓄电池 总反应 Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O 放电时的 电极反应 负极：Pb＋SO－2e－===PbSO4； 正极：PbO2＋4H＋＋SO＋2e－===PbSO4＋2H2O 充电时的 电极反应 阴极：PbSO4＋2e－===Pb＋SO； 阳极：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO (2)二次电池的思维模型 3．燃料电池(以甲烷为燃料，写出下列介质中的电极反应式) 酸性溶液 正极反应式：2O2＋8H＋＋8e－===4H2O； 负极反应式：CH4－8e－＋2H2O===CO2＋8H＋ 碱性溶液 正极反应式：2O2＋4H2O＋8e－===8OH－； 负极反应式：CH4＋10OH－－8e－===CO＋7H2O 固体氧化物(高温下能 传导O2－) 正极反应式：2O2＋8e－===4O2－； 负极反应式：CH4＋4O2－－8e－===CO2＋2H2O 熔融碳酸盐(如熔融 K2CO3，正极通入CO2) 正极反应式：2O2＋4CO2＋8e－===4CO； 负极反应式：CH4＋4CO－8e－===5CO2＋2H2O 三、电解池的工作原理 1．电解与电解池 2．电解池的工作原理(以电解CuCl2溶液为例) 3．电解时电极产物的判断 4．酸、碱、盐溶液的电解规律(惰性电极) (1)电解水型 电解质 H2SO4 NaOH Na2SO4 阳极 反应式 2H2O－4e－ ===O2↑＋ 4H＋ 4OH－－4e－=== 2H2O＋O2↑ 2H2O－4e－===O2↑＋4H＋ 阴极 反应式 4H＋＋4e－ ===2H2↑ 4H2O＋4e－=== 2H2↑＋4OH－ 4H2O＋4e－===2H2↑＋4OH－ pH变化 减小 增大 不变 复原加入物质 H2O (2)电解电解质型 电解质 HCl CuCl2 阳极反应式 2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极反应式 2H＋＋2e－===H2↑ Cu2＋＋2e－===Cu pH变化 增大 — 复原加(通)入物质 HCl(g) CuCl2(s) (3)电解电解质和水型 电解质 NaCl CuSO4 阳极 反应式 2Cl－－2e－===Cl2↑ 2H2O－4e－===4H＋＋O2↑ 阴极 反应式 2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－ 2Cu2＋＋4e－===2Cu pH变化 增大 减小 复原加(通)入物质 HCl(g) CuO(s)或CuCO3(s) 四、电解原理的应用 1．电解饱和食盐水的原理 2．氯碱工业生产流程 (1)阳离子交换膜电解槽 (2)阳离子交换膜的作用：只允许Na＋等阳离子通过，不允许Cl－、OH－等阴离子及气体分子通过，可以防止阴极产生的氢气与阳极产生的氯气混合发生爆炸，也能避免氯气与阴极产生的氢氧化钠溶液反应而影响氢氧化钠溶液的产量和质量。 3．电镀和电解精炼 类型 电镀铜 电解精炼铜 示意图 电极材料 阳极：镀层金属铜片 阴极：待镀金属铁件 阳极：粗铜(含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等杂质)　阴极：纯铜 电极反应 阳极 Cu－2e－===Cu2＋ Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Ni－2e－===Ni2＋、Cu－2e－===Cu2＋ 阴极 Cu2＋＋2e－===Cu 电解质溶液的浓度 变化 CuSO4溶液的浓度不变 CuSO4溶液的浓度变小 注：电解精炼铜时，粗铜中的Ag、Au等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥 五、金属的腐蚀与防护 1．金属腐蚀的类型 (1)化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 概念 金属与其表面接触的物质(如O2、Cl2等)直接反应而引起的腐蚀 不纯的金属与电解质溶液接触发生原电池反应，较活泼的金属发生氧化反应而被腐蚀 现象 无电流产生 有微弱电流产生 本质 金属被氧化 较活泼的金属被氧化 联系 二者往往同时发生，但电化学腐蚀更普遍 (2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀(以钢铁的锈蚀为例) 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 钢铁表面吸附的水膜酸性较强 钢铁表面吸附的水膜酸性很弱或呈中性，但溶有一定量的氧气 电极反应 负极 Fe－2e－===Fe2＋ 正极 2H＋＋2e－===H2↑ O2＋2H2O＋4e－===4OH－ 总反应 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 2.金属的防护 (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。例如，不锈钢、钛合金等。 (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。如非金属保护层、金属保护层、发蓝处理、钝化处理等。 (3)电化学保护法(阴极保护法) 分类 牺牲阳极法 外加电流法 原理 原电池 电解池 示意图 电极要求 被保护的金属作为正极，活泼性更强的金属作为负极 被保护的金属作为阴极，与电源的负极相连，惰性电极作为阳极，与电源的正极相连 应用 锅炉的内壁、船舶的外壳等安装镁合金或锌块 钢铁闸门、地下管道连接电源负极 知识清单3　化学反应速率与化学平衡 一、化学反应速率及其影响因素 1．化学反应速率 (1)化学反应速率的表示方法 (2)反应中各物质化学反应速率的关系 对于一个化学反应：mA＋nB===pC＋qD，反应速率之间的关系为v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。 2．影响化学反应速率的因素 影响因素 影响结果(其他条件不变) 浓度 固体或纯液体 浓度为常数，增加反应物的量，反应速率不变(固体物质的表面积影响反应速率) 气体或溶液 增大反应物的浓度，反应速率增大 升高温度 反应速率增大 增大压强(缩小容积) 对于有气体参加的反应，反应速率增大 使用正催化剂 反应速率增大 3.有效碰撞理论 (1)有效碰撞 (2)有效碰撞与反应速率的关系 4．催化剂与反应历程 (1)催化剂对反应速率的影响 使用催化剂同时降低了正反应和逆反应的活化能，增大了化学反应速率，但反应的ΔH不变。 (2)催化反应历程 如下图所示：反应A＋B―→AB的活化能为Ea，加入催化剂K后，反应分两步进行： 第1步：A＋K―→AK　活化能为Ea1(慢反应) 第2步：AK＋B―→AB＋K　活化能为Ea2(快反应) 由于Ea1>Ea2，因此第1步反应是慢反应，是决定整个反应快慢的步骤，称为“决速步骤”。 二、化学平衡状态及其影响因素 1．化学平衡状态 (1)建立过程 (2)平衡特征 2．化学平衡状态的判断 (1)利用“速率相等”判断 ①同种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率，即v正(A)＝v逆(A)。 ②不同物质：速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率，即v正(A)∶v逆(B)＝a∶b。 (2)利用“变量不变”判断 ①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积(气体)、物质的量浓度均保持不变。 ②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。 ③反应物的转化率、产物的产率均保持不变。 3．化学平衡移动 (1)化学平衡移动的过程 (2)外界因素对化学平衡移动的影响 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动 压强 增大压强(减小容器的容积)，化学平衡向气体体积减小的方向移动 减小压强(增大容器的容积)，化学平衡向气体体积增大的方向移动 温度 升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动 降低温度，化学平衡向放热反应方向移动 催化剂 使用催化剂，化学平衡不移动 4.勒夏特列原理 (1)含义：如果改变影响平衡的一个因素(如温度、压强及参加反应的物质的浓度)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。 (2)注意：勒夏特列原理的适用对象是可逆过程；化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变，改变是不可逆转的。 三、化学平衡常数 1．化学平衡常数表达式 以反应aA(g)＋bB(g)⇌cC(g)＋dD(g)为例 (1)浓度平衡常数：Kc＝。 (2)压强平衡常数：Kp＝。 [分压pi＝p总×xi＝p总×＝(p1＋p2＋p3＋……)×] 2．化学平衡常数K的意义及影响因素 (1)K越大，正反应进行的程度越大，反应物的转化率越大。 (2)通常情况下，K只受温度影响，与物质的浓度、压强变化无关。 3．化学平衡常数的重要应用 (1)判断化学反应可能进行的程度 K ＜10－5 10－5～105 ＞105 反应程度 很难进行 反应可逆 反应接近完全 (2)判断化学平衡移动的方向 对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)⇌pC(g)＋qD(g)，在任意时刻都存在浓度商Q＝。 (3)判断可逆反应的反应热 四、化学反应的方向与调控 1．化学反应的方向 (1)焓判据：放热反应有利于反应自发进行。 (2)熵判据：熵增反应有利于反应自发进行 ①物质的混乱度：体系的混乱度越大，熵值越大。 ②物质的聚集状态：同一物质：S(g)＞S(l)＞S(s)。 (3)复合判据：ΔG＝ΔH－TΔS＜0，反应正向自发进行(只能判断反应发生的可能性，不能判断反应是否实际发生)。 ①当ΔH＜0，ΔS＞0时，ΔG＜0，反应能自发进行。 ②当ΔH＞0，ΔS＜0时，ΔG＞0，反应不能自发进行。 ③当ΔH＞0，ΔS＞0时，在高温下反应能自发进行。 ④当ΔH＜0、ΔS＜0时，在低温下反应能自发进行。 2．化学反应的调控 (1)合成氨原理分析：N2(g)＋3H2(g)⇌2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1。 对合成氨反应 的影响 影响因素 浓度 温度 压强 催化剂 增大反应速率 增大反应物 浓度 高温 高压 使用 提高平衡产率 增大反应物 浓度、减小生 成物浓度 低温 高压 无影响 (2)合成氨适宜条件选择 外部条件 合成氨的适宜条件 压强 10 MPa～30 MPa 温度 400～500 ℃ 催化剂 铁触媒 浓度 液化氨并及时分离，补充原料气并循环利用[n(N2)∶n(H2)＝1∶2.8] 知识清单4　电离平衡　溶液的酸碱性 一、电离平衡及其影响因素 1．电离平衡的建立与特征 2．影响电离平衡的因素 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOH(aq)⇌CH3COO－(aq)＋H＋(aq)　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 加入NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 加入CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 升高温度 向右 增大 增大 增强 二、电离平衡常数及其应用 1．电离平衡常数 概念 在一定条件下达到电离平衡时，溶液中弱电解质电离生成的各种离子浓度(次方)的乘积与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数 表达式 一元弱酸HA⇌H＋＋A－，Ka＝ 一元弱碱BOH⇌B＋＋OH－，Kb＝ 特点 (1)电离平衡常数只与温度有关，与浓度无关，升高温度，电离平衡常数增大； (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，电离平衡常数越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强； (3)多元弱酸的Ka1＞Ka2＞Ka3……当Ka1≫Ka2时，计算多元弱酸中的c(H＋)或比较多元弱酸酸性的相对强弱时，通常只考虑第一步电离 2.电离度 概念 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质分子数占原有溶质分子总数的百分比 表达式 α＝×100% 影响 因素 (1)相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，电离度(α)越小； (2)相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，电离度(α)越大 三、水的电离 1．水的离子积常数 2．水的电离平衡的影响因素 分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O⇌H＋＋OH－　ΔH>0的影响： 改变条件 平衡移 动方向 c(H＋) c(OH－) 水的电 离程度 Kw 升高温度 右移 增大 增大 增大 增大 通入HCl(g) 左移 增大 减小 减小 不变 加入 NaOH(s) 左移 减小 增大 减小 不变 加入活泼 金属(如Na) 右移 减小 增大 增大 不变 加入 NaHSO4(s) 左移 增大 减小 减小 不变 四、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。 溶液的酸碱性 2．溶液的pH (1)pH表达式pH＝－lg c(H＋)。 (2)溶液的pH、c(H＋)及酸碱性的关系图(25 ℃) 常温下，pH<7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH>7，为碱性溶液。 (3)pH的测定 ①pH试纸 使用 方法 取一小片pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液滴到试纸上，当试纸颜色变化稳定后与标准比色卡对照，读出pH 分类 a.广泛pH试纸：pH范围是1～14 (最常用)或0～10，可以识别的pH差约为1； b.精密pH试纸：pH范围较窄，可判别0.2或0.3的pH差； c.专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液pH的测定 ②pH计：又叫酸度计，可用来精密测量溶液的pH，量程为0～14。 3．溶液稀释时pH的变化图像 (1)常温下，相同体积、相同浓度的盐酸和醋酸 加水稀释至相同倍数，醋酸的pH大 加水稀释至相同pH，盐酸加入的水多 (2)常温下，相同体积、相同pH的盐酸和醋酸 加水稀释至相同倍数，盐酸的pH大 加水稀释至相同pH，醋酸加入的水多 五、酸碱中和滴定 1．概念和原理 (1)概念：依据中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法。 (2)原理：在中和反应中，酸提供的H＋与碱提供的OH－的物质的量相等，即c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V碱。 2．仪器及使用方法 (1)主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯。 (2)滴定管的使用方法 3．实验操作 (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→水洗→润洗→装液→赶气泡→调液面→记录初始读数。 赶气泡的方法：如果滴定管内部有气泡，应快速放液以赶出气泡；赶出碱式滴定管乳胶管中气泡的方法如右图所示。 ②锥形瓶：水洗→装液→加指示剂 (2)滴定操作 (3)终点判断 滴入最后半滴标准溶液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，停止滴定，并记录标准溶液的体积。 (4)数据处理 为减少实验误差，滴定时，要求重复实验2～3次，计算每次待测液的物质的量浓度，然后取平均值。但要注意某个数值与其他数据相差较大时，应该舍去。 4．滴定曲线 在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，滴入很少量(半滴，约0.02 mL)的碱(或酸)溶液就会引起pH的突变(如下图所示)。 [提示]　酸碱恰好反应时溶液不一定呈中性。溶液的酸碱性取决于生成盐的性质。 (1)指示剂的变色范围 指示剂 甲基橙 石蕊 酚酞 变色范围pH 3.1～4.4 5.0～8.0 8.2～10.0 溶液颜色 红→橙→黄 红→紫→蓝 无色→浅红→红 (2)指示剂的选择 ①强酸与强碱的中和滴定，到达终点时，pH变化范围很大，可选择的指示剂为酚酞或甲基橙。 ②强酸滴定弱碱，恰好完全反应时，溶液呈酸性，应选择的指示剂为甲基橙。 ③强碱滴定弱酸，恰好完全反应时，溶液呈碱性，应选择的指示剂为酚酞。 5．误差分析 (1)分析依据：c待测·V待测＝c标准·V标准，c待测＝，c标准、V待测均为定值，误差体现在V标准的大小上。 (2)常见误差分析 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱溶液为例： 步骤 操作 V标准 c待测 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 变大 偏高 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 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 变小 偏低 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 变大 偏高 溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后又加一滴碱液无变化 变大 偏高 读数 滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小 偏低 滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大 偏高 知识清单5　盐类的水解 一、盐类的水解 1．水解原理 (1)定义：在水溶液中，盐电离出来的离子与水电离出来的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 (2)条件：可溶性盐中必须存在弱碱阳离子或弱酸酸根离子。 (3)实质：盐电离产生的弱碱阳离子或弱酸酸根离子结合水电离产生的OH－或H＋生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，水的电离程度增大。 2．水解特点 (1)可逆：盐类的水解是可逆反应。 (2)吸热：盐类的水解可看作是酸碱中和反应的逆反应。 (3)微弱：多数水解反应程度很微弱。 3．水解规律 4．水解离子方程式的书写 (1)盐类水解的程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离子方程式一般用“⇌”连接，且产物不标“↑”“↓”等状态符号。 (2)多元弱酸盐水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解。例如，Na2CO3水解的离子方程式为CO＋H2O⇌HCO＋OH－。 (3)多元弱碱盐水解分步进行，但通常简化为一步表示。例如，FeCl3水解的离子方程式为Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3＋3H＋。 (4)阴、阳离子相互促进水解，水解程度较大，书写时要用“===”“↑”“↓”等。例如，NaHCO3与AlCl3在水溶液中反应的离子方程式为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 5．盐的水解常数 二、影响盐类水解的因素　盐类水解的应用 1．影响盐类水解的因素 2．盐类水解的应用 (1)在化学实验中的应用 应用 举例 配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，抑制Cu2＋水解；贮存Na2CO3溶液不能用磨口玻璃塞 胶体的制取 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋ 制备无水盐 将AlCl3、FeCl3溶液蒸干时，在HCl气流中进行 制备无机物 用TiCl4制备TiO2，TiCl4＋(x＋2)H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl，加入大量的水，同时加热，促使水解趋于完全，所得TiO2·xH2O经焙烧得到TiO2 (2)在生产、生活中的应用 泡沫灭火 器原理 Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 用作净水剂 明矾可用作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O⇌Al(OH)3(胶体)＋3H＋ 化肥的施用 铵态氮肥与草木灰不能混合施用 除锈剂 ZnCl2溶液可用作焊接时的除锈剂，原理为Zn2＋＋2H2O⇌Zn(OH)2＋2H＋ 热纯碱溶液 去污能力强 加热，促进Na2CO3的水解，使c(OH－)增大，去污能力增强 三、溶液中的“粒子”浓度关系 1．水溶液中的电离和水解 (1)电离理论：弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，由于水的电离，电离后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于生成的弱酸酸根离子或弱碱阳离子的浓度。多元弱酸的电离分步进行，且以第一步为主。 (2)水解理论：盐的水解是微弱的(相互促进的水解反应除外)，由于水的电离，水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于生成的弱电解质的浓度。多元弱酸酸根离子的水解分步进行，且以第一步为主。 2．电解质溶液中的守恒关系 (1)电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都呈电中性，即阴离子所带的电荷总数一定等于阳离子所带的电荷总数。 (2)元素守恒：在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。离子所含的某种元素在变化前后是守恒的。 知识清单6　沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡 1．沉淀溶解平衡的建立过程 2．沉淀溶解平衡的影响因素 以Mg(OH)2(s)⇌Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)为例分析： 改变条件 平衡移动 方向 c(Mg2＋) c(OH－) 加少量水 正移 不变 不变 升温 正移 增大 增大 加MgCl2(s) 逆移 增大 减小 加盐酸 正移 增大 减小 加NaOH(s) 逆移 减小 增大 二、溶度积常数及其应用 1．表达式：AmBn(s)⇌mAn＋(aq)＋nBm－(aq)　Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)。 2．意义：Ksp的大小反映难溶电解质在水中的溶解能力。 (1)相同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力小。 (2)不同类型的难溶电解质，溶度积小的电解质，其溶解能力不一定比溶度积大的溶解能力小。 3．影响因素：溶度积Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。 4．溶度积规则 (1)Q>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出。 (2)Q＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。 (3)Q<Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出。 5．有关溶度积(Ksp)的计算 (1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。 (2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。 (3)计算反应的平衡常数，如对于反应Cu2＋(aq)＋MnS(s)⇌CuS(s)＋Mn2＋(aq)，Ksp(MnS)＝c(Mn2＋)·c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)·c(S2－)，该反应的平衡常数K＝＝。 三、沉淀溶解平衡的应用 1．沉淀的生成 方法 举例 解释 调节pH法 除去CuCl2溶液中的FeCl3，可向溶液中加入CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或 Cu2(OH)2CO3] CuO[或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3]与H＋反应，促进Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀 除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调节pH Fe3＋与NH3·H2O反应生成Fe(OH)3沉淀 沉淀 剂法 以Na2S等为沉淀剂沉淀污水中的Hg2＋、Cu2＋等重金属离子 Na2S与Cu2＋、Hg2＋反应生成沉淀 2.沉淀的溶解 (1)酸溶解法：CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。 (2)盐溶解法：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。 (3)氧化还原溶解法：不溶于盐酸的硫化物(如Ag2S)溶于稀硝酸。 (4)配位溶解法：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)一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。 例如，AgNO3溶液AgClAgI，Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。 (2)一定条件下溶解度小的沉淀也可以转化成溶解度相对较大的沉淀。 重晶石[BaSO4(s)]BaCO3(s)，但Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)。 (3)实际应用 ①锅炉除垢：水垢中的CaSO4(s)CaCO3(s)Ca2＋(aq)。CaSO4转化为CaCO3的离子方程式为CaSO4(s)＋CO(aq)⇌CaCO3(s)＋SO(aq)。 ②矿物转化：原生铜的硫化物CuSO4溶液铜蓝(CuS)。ZnS转化为CuS的离子方程式为ZnS(s)＋Cu2＋(aq)⇌CuS(s)＋Zn2＋(aq)，PbS转化为CuS的离子方程式为PbS(s)＋Cu2＋(aq)⇌CuS(s)＋Pb2＋(aq)。 ③氟化物预防龋齿 ⅰ.牙齿表面的釉质层，主要成分是难溶的羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]。 ⅱ.口腔中的有机酸使釉质层溶解：Ca5(PO4)3OH＋4H＋===5Ca2＋＋3HPO＋H2O。 ⅲ.氟离子能与羟基磷灰石反应，生成溶解度更小的氟磷灰石[Ca5(PO4)3F]，更能抵抗酸的腐蚀：Ca5(PO4)3OH(s)＋F－(aq)⇌Ca5(PO4)3F(s)＋OH－(aq)。 学科网（北京）股份有限公司 $