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第2课时　
期末复习
选1 第三、第四章
考点一
电离平衡
1、强电解质和弱电解质
依据电解质电离程度的差异对电解质进行分类
强电解质：在水溶液中全部电离的电解质
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质
电解质
强酸
强碱
大部分盐
弱酸
弱碱
H2SO4等
NaOH等
NaCl、BaSO4 等
H2CO3、CH3COOH、HClO、HF
NH3·H2O等
水
常见物质类型
常见物质类型
1、电解质的强弱与物质溶解度无关，某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质。如AgCl虽难溶于水，但AgCl是强电解质；
少数盐
(CH3COO)2Pb、HgCl等
——依据电解质电离程度的差异对电解质进行分类
强电解质和弱电解质
分类依据
强酸：
HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI
强碱：
KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)
绝大多数盐：
NaCl、Na2CO3、CaCO3、AgCl等
金属氧化物：
Na2O、CaO等
水溶液或熔融状态下能全部电离的电解质
强电解质
弱电解质
水溶液或熔融状态下能部分电离的电解质
弱酸：
H2CO3、CH3COOH、HClO、HF等
弱碱：
NH3·H2O、Cu(OH)2、Mg(OH)2等
极少数盐：
(CH3COO)2Pb、HgCl等
H2O
【典例】下列事实中一定能证明CH3COOH是弱电解质的是
①用CH3COOH溶液做导电实验，灯泡很暗
②常温下， 0.1 mol L-1CH3COOH溶液的pH=2.87
③等pH等体积的硫酸、醋酸溶液分别和足量锌反应，醋酸放出的氢气较多
④20mL0.2mol·L-1醋酸溶液恰好与20mL 0.2mol·L-1 NaOH溶液完全反应
⑤pH=1的CH3COOH溶液稀释至1000倍，pH<4
A．①②④⑤ B．②③⑤ C．①②③④⑤ D．①②⑤
【答案】B
【详解】①用醋酸溶液做导电实验时，没有做同浓度的强电解质对比实验，灯泡很暗不能证明醋酸是否部分电离，无法判断醋酸是否为弱电解质，故不符合题意；
④20mL0.2mol/L醋酸溶液恰好与20mL0.2mol/L氢氧化钠溶液完全反应说明醋酸是一元酸，但不能证明醋酸是否部分电离，无法判断醋酸是否为弱电解质，故不符合题意；
①先判断强、弱电解质，决定符号。
③弱酸的酸式酸根阴离子只微弱电离，要保留；强酸的酸式酸根在水中完全电离，要拆开。
②多元弱酸分步电离，分步写；多元弱碱分步电离，写一步。
2、电离方程式的书写要点
④Al(OH)3有酸式和碱式电离。
强等号、弱可逆、多元弱酸分步写，多元弱碱写一步
meiyangyang8602
3、弱电解质的电离平衡
（1）定义：在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了电离平衡状态
（3）电离平衡的特征
弱：研究 对象是弱电解质的电离
等：V电离 = V结合≠0
动：电离平衡是一种动态平衡
定：平衡时分子、离子的浓度不再变化
变：条件改变时，电离平衡发生移动
v（电离）
v（结合）
v(电离) = v(结合)
电离平衡状态
（2）建立过程
2.下列有关叙述中正确的是 (　　)
A.强电解质在水溶液中的电离过程是不可逆的
B.CO2的水溶液能导电，所以CO2是电解质
C.碳酸钙在水里的溶解度很小，所以碳酸钙是弱电解质
D.强电解质的水溶液导电能力一定比弱电解质的水溶液导电能力强
A
1．下列物质属于弱电解质的是( )
A．C2H5OH B．CH3COOH C．盐酸 D．BaSO4
B
4.常温下，下列事实能说明HClO是弱电解质的是(　　)
A. HClO在光照条件下易分解成HCl和O2
B. 0.01 mol/L HClO溶液的c(ClO-)<0.01 mol/L
C. NaClO的电离方程式:NaClO Na+ + ClO-
D. HClO与Na2SO3溶液反应，可以得到Na2SO4
B
3.下列电离方程式书写正确的是 (　　)
A.水溶液中NaHSO4的电离：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO42-
C.Al(OH)3的碱式电离:Al(OH)3 = Al3++3OH-
D.水溶液中NaHSO3的电离:NaHSO3 = 3Na++HSO3-
B.H2CO3的电离:H2CO3 2H+ + CO32-
A
①浓度：
②同离子效应：
③化学反应：
2、浓度的影响
浓度越小，电离程度越大
（越稀越电离）
增大（电离产生的）离子浓度，电离平衡向 逆向 移动，电离程度减小
（同离子效应，抑制电离）
加入会与（电离产生的）离子反应的物质，电离平衡向 正向移动 ， 电离程度增大
（化学反应，促进电离）
1、温度的影响
升温促进电离 “越热越电离”
（4）电离平衡移动的影响因素
改变 条件 电离平衡移动方向 C(H+) C(Ac-) C(HAc) 导电能力 电离程度
(电离度)
加H2O
加冰醋酸
通HCl气体
加NaAc(s)
加NaOH(s)
加Na2CO3
正向
增大
增大
逆向
增大
减小
增大
逆向
减小
增大
减小
增大
减小
减小
减小
增大
增大
增大
正向
减小
思维延伸
分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响，填写下表：
正向
减小
减小
增强
增大
增大
增强
增强
增强
增强
正向
减小
减小
减小
减弱
增大
3、冰醋酸加水溶解并不断稀释过程中，溶液导电能力与加入水的体积有如下变化关系：试回答：
⑴加水前导电能力为0的理由是:_________________　　　　
⑵a、b、c三点对应溶液的 C(H+)值由小到大的顺序是 _　　　　　　
⑶a、b、c三点中电离程度最大的是 　。
⑷若使c点溶液中c(CH3COO－)增大、c(H+)减小可采取的措施有:
冰醋酸中没有自由移动的离子
cC
①加碱②加碳酸钠③加镁或锌
离子浓度
课本P62 4
【典例】硼酸，化学式H3BO3，为白色结晶性粉末，大量用于玻璃工业，也可用作防腐、消毒剂。硼酸在水中存在 的平衡。下列关于硼酸说法正确的是
A．H3BO3是一元弱酸
B．升高温度，该平衡逆向移动
C．滴加少量浓盐酸，该平衡正向移动
D．H3BO3和足量的NaOH溶液反应：
【答案】A
【详解】A．硼酸中B原子属于缺电子原子，在水溶液中可以结合水电离出的氢氧根，由电离方程式可知硼酸电离出一个氢离子，所以为一元酸，A正确；
B．电离为吸热过程，升高温度，平衡正向移动，B错误；
C．滴加少量浓盐酸，氢离子浓度增大，平衡逆向移动，C错误；
D．H3BO3为一元酸，与足量的NaOH溶液反应： ，D错误。
考点二
水的电离和溶液的pH
一、水的电离
2H2O H3O+ + OH-
H2O H+ + OH-
1、电离方程式
2、水电离的特点
弱
逆
等
吸
微弱电离：25℃时，在纯水中c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol L-1
可逆过程
电离出的H+和OH-的浓度相等
吸热过程
(1)电离是一个吸热过程，升高温度，促进 水的电离。
(2) 加入酸或碱，抑制 水的电离，
(3) 加入能消耗H+或OH-的物质，促进 水的电离。
3、影响水电离平衡的因素
T/℃ 0 10 20 25 40 50 100
Kw/10-14 0.115 0.296 0.687 1.01 2.87 5.31 54.5
100℃： Kw = 54.5×10-14 ≈ 1.0×10-12
1.表达式：
2.数值：
3.室温时，纯水中：c(H+)=c(OH-)=10-7
KW 只受温度影响，
温度升高，KW 增大
H2O H+ + OH-
Kw=c(H+)·c(OH-)
25℃，Kw=10-14
二.水的离子积常数
100℃，Kw=10-12
4.Kw适用于一定温度下任何稀的电解质溶液。
（ ）
改变条件 溶液酸碱性 平衡移动方向 C(H+) C(OH-) C(H+)C(OH-)大小比较 Kw
升温
加入盐酸
加入NaOH
加活泼金属
通CO2
H2O H＋ ＋OH－ H＞0
中性
碱性
酸性
向左移动
向右移动
向左移动
增大
减小
增大
增大
增大
减小
c(H+)c(H+)=c(OH-)
c(H+)>c(OH-)
增大
不变
不变
碱性
向右移动
减小
增大
c(H+)不变
酸性
向左移动
增大
减小
c(H+)>c(OH-)
不变
讨论：常温下对纯水进行下列操作，完成下表
小结:加入酸或碱都抑制水的电离
加入能消耗H+或O H-的物质，促进水的电离
溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系
溶液的酸碱性 c(H+)与c(OH-)比较 常温下
c(H+)大小 pH
酸性溶液 c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7 mol·L-1 <7
中性溶液 c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 =7
碱性溶液 c(H+)7
注意事项：任何情况下，均可根据溶液中c(H+)、c(OH-)的相对大小来判断溶液的酸碱性；只有在常温时才能利用c(H+)与1×10-7 mol·L-1的相对大小来判断溶液的酸碱性。
二、溶液的酸碱性与pH
1．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是(　　)
A．pH＝7的溶液呈中性
B．中性溶液中一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1
C．c(OH－)＝c(H＋)的溶液呈中性
D．在100 ℃时，纯水的pH<7，因此显酸性
答案　C
解析　A项中运用pH判断溶液的酸碱性时，用到了水的离子积常数，它与温度有关，但A项未给出温度，所以错误；在中性溶液中c(H＋)和c(OH－)一定相等，但并不一定等于1.0×10－7 mol·L－1，所以B项错误，C项正确；100 ℃的纯水中，虽然pH<7，但c(H＋)＝c(OH－)，还是呈中性，所以D错误。
【典例】常温时，将初始体积均为V0L、浓度均为0.1mol/L的H3PO2 (一元弱酸)溶液和HBF4溶液，分别加水稀释至体积为VL，两溶液的pH变化曲线如图所示。下列说法不正确的是
A．曲线a代表H3PO2溶液
B．水的电离程度C>B>A
C．降低温度，曲线a向上移动
D．向C、D点溶液中分别加入NaOH固体
至溶液呈中性，消耗的NaOH质量C【答案】D
【详解】D．C、D两点稀释程度相同即两酸此时浓度相同，但曲线a为弱酸，曲线b为强酸，相同浓度强酸和弱酸中和至中性时弱酸所需氢氧化钠更少，消耗的NaOH质量C＞D，故D错误；
1．单一溶液pH的计算
5.pH的计算
据pH＝ ，求pH的关键是求溶液中的c(H＋)。
－lgc(H＋)
c(H+) =
PH
碱性溶液
求c(OH-)
2．混合溶液pH的计算
（1）两种强酸混合
强酸混合
PH= -lgc(H+)
① 恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7(25℃)；
② 酸过量，先求 ，再计算pH = -lgc(H+)；
③ 碱过量，先求 ，再求c(H+) = ，
最后计算pH = -lgc(H+)。
（3）强酸和强碱混合
强碱混合
c(H+) =
PH
（2）两种强碱混合
【典例】(23·24高二上·河北邢台·期中)已知 T ℃时，0.1mol/L NaOH溶液的pH=a， 0.1mol/L的HA溶液中 ，则0.1mol/L的HA溶液中水电离出的c(OH-)为
A． B．
C． D．
【详解】A． 的HA溶液中水电离出的c(OH-)等于溶液中 c(OH-) = ，A错误；
B．由分析可知， c(OH-) = ，B错误；
C．由分析可知，c(OH-) = ，C正确；
D．由分析可知，c(OH-) = ，D错误；
故选C。
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mc酸·V酸=nc碱·V碱(m、n分别代表酸和碱的元数)
三、酸碱中和滴定
2.主要仪器及使用方法
(1)仪器:
滴定管、铁架台、滴定管夹、锥形瓶、烧杯
(2)使用方法
①滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。
②锥形瓶:注液→记体积→加指示剂。
三、酸碱中和滴定
3.指示剂的选择
酸碱中和滴定时，通常选用变色明显、变色的pH范围与终点pH接近的酸碱指示剂确定滴定终点。
滴定种类 选用的指示剂 滴定终点颜色变化 指示剂用量
强酸滴定强碱 甲基橙 黄色→橙色 2~3滴
酚酞 红色→无色
强酸滴定弱碱 甲基橙 黄色→橙色
强碱滴定强酸 酚酞 无色→粉红色
强碱滴定弱酸 酚酞 无色→粉红色
注意：(1)强酸滴弱碱用甲基橙,强碱滴弱酸用酚酞,强酸滴强碱或强碱滴强酸二者皆可，但不能选用石蕊(石蕊遇酸、碱变色不明显)。
(2)指示剂一般为有机弱酸或弱碱，滴入量不宜过多。
三、酸碱中和滴定
4.滴定操作
注意：
①滴速:先快后慢，当接近滴定终点时，改为滴加半滴标准溶液(利用锥形瓶内壁承接尖嘴处悬挂的半滴溶液)。
②终点的判断:滴入最后半滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不变色，视为滴定终点。
5.数据处理
重复实验2~3次，取平均值，
6.误差分析
c待测＝
V待测
c标准·V标准
V标偏大→c待偏大
V标偏小→c待偏小
c标准、V待测均为定值
7.滴定曲线的分析与应用
恰好中和=酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性
(1)滴定曲线概念以滴加酸(或碱)的量为横坐标，以溶液pH为纵坐标绘出一条溶液pH随酸(或碱)的滴加量而变化的曲线。(2)绘制曲线
(以0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L-1盐酸为例)
（3）酸碱中和滴定曲线的应用首先看纵坐标，搞清楚是酸加入碱中，还是碱加入酸中；其次看起点，起点可以看出酸性或碱性的强弱；再找滴定终点和pH＝7的中性点，判断滴定终点的酸碱性，然后确定中性点(pH＝7)的位置；最后分析其他的特殊点(如滴定一半点，过量一半点等)，分析酸、碱过量情况。
例：室温下向10mL0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A．a点所示溶液中c(Na+) > c(A )
B．pH=7时，c(Na+)= c(A )+ c(HA)C．b点所示溶液中c(A )< c(Na+)
D．a、b两点所示溶液中水的电离程度：a < b
A
【答案】A【解析】A．a点时酸碱恰好中和，溶液pH=8.7，说明HA为弱酸，NaA溶液水解呈碱性，A-发生水解生成HA，则溶液中c(Na+) > c(A )，故A正确；B．pH=7时，溶液呈中性：c(H+)=c(OH-)，由电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)可知：c(Na+)=c(A-)，则c(Na+)＜c(A-)+c(HA)，故B错误；C．b点溶液中溶质为等物质的量浓度的NaA、HA，混合溶液pH＜7，溶液呈酸性，说明HA电离程度大于NaA水解程度，所以存在c(A-)＞c(Na+)，故C错误；D．a点A-水解，促进水的电离，b点时HA过量，溶液呈酸性，HA电离出H+，抑制水的电离，a、b两点所示溶液中水的电离程度：a＞b，故D错误；故选A。
考点三
盐类的水解
盐类的水解
1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
溶液中存在的粒子 Na+、Cl-、H+、OH-、H2O NH4+、Cl-、H+、OH-、NH3·H2O、H2O Na+、CH3COO-、H+、
OH-、CH3COOH、H2O
溶液中的相关反应 (相关变化) NaCl Na++Cl- H2O H++OH- NH4Cl NH4+ + Cl- H2O H++OH- NH4++OH- NH3·H2O CH3COONa Na++ CH3COO-
H2O H++OH-
CH3COO-+H+ CH3COOH
NaCl溶液 NH4Cl溶液 CH3COONa溶液
有无弱电解质生成 无 生成NH3·H2O 生成CH3COOH
c(H+)与c(OH-)的关系、溶液的酸碱性 c(H+)=c(OH-) 溶液呈中性 c(H+)>c(OH-) 溶液呈酸性 c(H+)溶液呈碱性
盐的类别 强酸强碱盐 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐
盐类的水解
1.盐溶液呈现不同酸碱性的原因
2.盐类水解的实质
弱酸阴离子
弱碱阳离子
结合H+
破坏了水的电离平衡
促进水的电离
c(H+)≠c(OH-)
使盐溶液呈现酸性或碱性
盐电离
结合OH-
生成弱电解质
是中和反应的逆反应
水解反应的实质
生成弱电解质，破坏（促进）水的电离平衡
(1)概念
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，叫做盐类的水解。
盐类的水解
二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因
可逆、微弱、吸热，动态平衡
3.盐类水解的条件：
4.盐类水解的特点：
要有“弱离子”
“有弱才水解，无弱不水解”
(1)盐类水解是酸碱中和反应的逆反应:
酸碱中和反应进行程度很大，且是放热反应
酸+碱 盐+水
中和
水解
（3）盐类水解是吸热反应：
（2）盐类水解一般很微弱
⑷ 存在着水解平衡（动态）
△H＞0
(一)、盐类的水解
CH3COO－
CO32－
HCO3－
SO32－
HSO3－
S2－
HPO42－
HS－
H2PO4－
PO43－
F－
ClO－
NH4＋
Fe2＋
Al3＋
Fe3＋
Cu2＋
Mg2＋
Ag＋
弱酸阴离子
弱碱阳离子
常见的弱离子
（二）、盐类水解的离子方程式
1、盐类水解是可逆反应，其离子方程式一般写“ ”，产物不标“↑”或“↓”。
2．多元弱酸根离子的水解分步进行，水解以第一步为主。
CO32– + H2O HCO3– + OH–
第一步水解：
第二步水解：
HCO3– + H2O H2CO3 + OH–
Na2CO3溶液
多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的(与电离类似)，以第一步为主，绝对不能两步合并写
03
（二）、盐类水解的离子方程式
04
多元弱碱阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步完成
Fe3+ + H2O Fe(OH)3 + 3H+
4．弱酸弱碱盐中阴、阳离子水解相互促进。(1)NH4＋与S2－、HCO3－、CO32－、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：NH4＋＋CH3COO－＋H2O CH3COOH＋NH3·H2O。
(2)Al3＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－，Fe3＋与CO32－、HCO3－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Al3＋＋3HCO3－===Al(OH)3↓＋3CO2↑。(一般要有弱碱沉淀生成)
双水解
微提醒
常见的完全双水解的离子组合
②Al3+与CO32－、HCO3－ 、SO32－、HSO3－、
S2－、HS－ 、AlO2－、SiO32－、ClO－
③NH4+ 与 SiO32－、 AlO2－等。
①Fe3+与CO32－、HCO3－、ClO－、SiO32－、AlO2－
弱酸弱碱盐发生完全水解，相互促进，通常用“ = ”
表示，水解生成的难溶物及气体，标“↓”或“↑”
电离：HA- H+ + A2- （显酸性）
水解：HA- + H2O H2A + OH- （显碱性）
电离＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-
电离＜水解，呈碱性：如HCO3-、HS-、 HPO42-
05
弱酸酸式盐 (NaHA) 的酸碱性
在下列各微粒中，能使水的电离平衡向电离的方向移动，且使溶液的pH>7的是（ ）
A． B. HCO3— C. HSO3— D.
Al3＋
F－
B D
01
电荷守恒：电解质溶液中无论存在多少种离子溶液总是呈电中性，
即阳离子所带的正电荷总数=阴离子所带的负电荷总数。
根据电荷守恒：c(Na+) + c(H+)=c(OH-) + c(HCO3-)+2c(CO32-)
Na2CO3溶液
阳离子有Na+、H+
阴离子有OH-、CO32-、HCO3-
注意：①准确判断溶液中离子的种类；
②弄清离子浓度和电荷浓度的关系，即离子所带电荷量做系数。
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较（三大守恒）
盐类的水解
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。就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒
盐类的水解
示例分析：0.1 mol/L Na2CO3溶液
第1步：列出原子比例关系(关键元素成比例，非氢非氧元素)
第2步：替换成溶液中存在的形态
c(Na+)=2[c(CO32-) +c(HCO3-)+c(H2CO3)]
Na
C
2
1
=
[Na] = 2[C]
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较（三大守恒）
盐类的水解
02
元素质量守恒(物料守恒)
CO32-发生水解，C原子在溶液中的存在形式为CO32-，还有（ HCO3-、H2CO3 ）。
质子守恒 ：电解质在水溶液中发生电离、水解时，存在H+的转移，在转移时，失去H+的物质的量与得到H+的物质的量是相等的
质子守恒
S2-
H2O
+2H+
H2S
+H+
HS-
+H+
H3O+
-H+
HO-
得H
失H
c(OH-) = c(H+) +2c(H2S)+c(HS-)
(4)溶液中粒子浓度的关系与比较（三大守恒）
盐类的水解
03
Na2S溶液
=
K2S溶液的质子守恒：
（即H+）
S2-
H2O
+H+
HS-
+H+
H3O+
-H+
OH-
+2H+
H2S
①电荷守恒： c（K+）+c(H+)=c(HS-)+c(OH-)+2c(S2-)
②质量守恒： c（K+）=2[c(HS-)+c(H2S)+c(S2-)]
③质子守恒： c(HS- ）+c(H+) +2c(H2S)=c(OH-)
质子守恒 = 联立电荷守恒和质量守恒，消去相同微粒
式子②代入式子①可得式子③
Na2SO3
c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)
某弱酸的酸式盐NaHA溶液
c(Na+)+c(H+)=2c(A2-)+c(OH-)
NH4Cl
c(NH4+) +c(NH3 H2O)=c(Cl-)
NH4Cl与NH3 H2O(1:2)混合
c(NH4+) +c(NH3 H2O)=3c(Cl-)
c(OH-) = c(H+) + c(HCO3-) + 2c(H2CO3)
Na2CO3
电荷守恒
物料守恒
质子守恒
(1)若使用的是“>”或“<”，应主要考虑“电离”和“水解”。
(2)若用“＝”连接，应根据“三大守恒”原理，视不同情况而定。
①若等号一端全部是阴离子或阳离子，应首先考虑电荷守恒；
②若等号一端各项中都含有同一种元素，应首先考虑这种元素的元素质量守恒；
③若出现等号，但既不是电荷守恒，也不是元素质量守恒，则可考虑将电荷守恒和元素质量守恒进行合并处理，即推得质子守恒。
(3)溶液是混合溶液时，先考虑溶质的相互反应，然后再根据反应后的生成物进行比较。
小结：比较粒子浓度关系的策略
盐类水解的应用
（1）热的纯碱溶液去油污效果更好
（2）明矾（铝盐）、铁盐用作净水剂
（3）泡沫灭火剂
（4）铵态氮肥不能与草木灰混合施用
（5）焊接工业上用氯化铵作为金属的除锈剂
（6）工业制备某些无水盐时，不能用蒸发结晶的方法，如由MgCl2·6H2O制无水MgCl2要在HCl气流中加热
（7）工业上利用水解原理制备无机化合物等。如用TiCl4制备TiO2：TiCl4＋（x＋2）H2O===TiO2·xH2O↓＋4HCl。
考点四
沉淀溶解平衡
一、沉淀溶解平衡
2、沉淀溶解平衡的建立
溶解速率
速率
沉淀溶解平衡
1、概念：
沉淀速率
时间
逆 、等、动、定、变
3、特点：
4、表达方法
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq)
5.沉淀完全的判断：离子的浓度小于1×10－5 mol·L－1时，已沉淀完全。
二、沉淀溶解平衡的影响因素
1、内因：电解质本身的性质
2、外因
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2OH-(aq)
①温度：一般来说，温度越高，固体物质的溶解度越大；
极少数固体物质[如Ca(OH)2]的溶解度随温度的升高而减小，
③发生化学反应：外加其他物质（与电解质电离的离子反应），平衡向沉淀溶解的方向移动，溶解度增大。
②同离子效应：加入与电解质电离的离子相同的可溶性盐，平衡向生成沉淀的方向移动，溶解度减小。
——符合“勒夏特列原理”
二、沉淀溶解平衡的影响因素
三、溶度积常数—Ksp
对于溶解平衡：MmAn(s)
mMn+(aq)+nAm-(aq)
Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n
固体纯物质一般不列入平衡常数
1、定义：
2、表达式：
3、影响因素：
溶度积Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。
升温，多数平衡向溶解方向移动， Ksp 增大。
特例：Ca(OH)2升温 Ksp 减小。
三、溶度积常数—Ksp
对于溶解平衡：MmAn(s)
mMn+(aq)+nAm-(aq)
Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n
固体纯物质一般不列入平衡常数
1、定义：一定温度下，难溶电解质达到沉淀溶解平衡时，溶液中各离子浓度幂之积为常数，叫做溶度积常数（简称溶度积）。
2、表达式：
3、影响因素：
溶度积Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关。
升温，多数平衡向溶解方向移动， Ksp 增大。
特例：Ca(OH)2升温 Ksp 减小。
对于同类型（阴、阳离子个数相同）的难溶电解质
在相同温度下，Ksp越大→S(溶解度)越大
4、意义：
5、溶度积的应用
判断有无沉淀——溶度积规则
Q>Ksp时，溶液中有沉淀析出
Q=Ksp时，沉淀与溶解处于平衡状态
Q过饱和溶液
不饱和溶液
四、沉淀的生成和溶解和转化1．沉淀的生成(1)沉淀生成的应用：分离或除去某些离子
(2)沉淀生成的方法
①调节pH法：
②加沉淀剂法：
③同离子效应法
④氧化还原法
2、沉淀溶解(1)酸溶解法：如CaCO3溶于盐酸，Al(OH)3、Cu(OH)2溶于强酸等。(2)盐溶解法：如Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液中。(3)生成配合物法：如AgCl可溶于氨水。(4)氧化还原法：如CuS、HgS等可溶于HNO3中。
4．沉淀转化(1)实质：沉淀的转化是指由一种难溶物转化为另一种难溶物的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。(2)条件：两种沉淀的溶解度不同，溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀，两者溶解度相差越大转化越容易。5．沉淀转化的应用(1)锅炉除水垢(含有CaSO4)
(2)自然界中矿物的转化
(3)工业废水处理
1、工作原理
电极
负
极
正
极
定义:
电子流出(失电子)的一极
电极材料：
较活泼金属
定义:
电极材料：
电子流入(得电子)的一极
较不活泼金属或碳棒
电极
反应
负极:
正极:
电解质溶液中的阳离子得电子，发生还原反应
电极本身失电子，发生氧化反应
电池反应：
电子流动方向：
负极 导线 正极
阳离子移向正极
阴离子移向负极
溶液中离子
移动方向：
负极
正极
Zn － 2e- = Zn2+
Cu2+ + 2e- = Cu
一、原电池的工作原理及形成条件
Cu2+
得失电子守恒后，两电极反应式相加
Zn＋Cu2+ ＝ Zn2+ + Cu
（1）. 加快氧化还原反应的速率
例如，在锌与稀硫酸反应时加入少量CuSO4溶液，能使产生H2的速率加快（Zn+H2SO4+少量CuSO4 构成原电池）
2、原电池反应的应用
注意：对于“Mg—NaOH(aq)—Al”原电池负极为Al
对于“Cu—浓硝酸—Al(Fe)”原电池负极为Cu
判 断方 法
一般负极金属比正极金属活泼
一般负极质量减少
一般正极有气体生成，电极质量不断增加或不变
（2）. 判断金属活动性的强弱
2、原电池反应的应用
（3）. 设计原电池
（4）、防止金属被腐蚀
例：船体嵌入锌块、埋地钢管焊上镁条等！
牺牲阳极的阴极保护法
甲烷(CH4)燃料电池
电池类型 导电介质 反应式
酸性燃料电池 H＋ 总反应
负极反应
正极反应
碱性燃料电池 OH－ 总反应
负极反应
正极反应
熔融碳酸盐燃料电池 CO32- 总反应
负极反应
正极反应
固态氧化物燃料电池 O2－ 总反应
负极反应
正极反应
肼(N2H4)燃料电池：肼分子可以在氧气中燃烧生成氮气和水
电池类型 导电介质 反应式
酸性燃料电池 H＋ 总反应
负极反应
正极反应
碱性燃料电池 OH－ 总反应
负极反应
正极反应
微生物燃料电池
微生物燃料电池是指在微生物的作用下将化学能转化为电能的装置。某微生物燃料电池的工作原理如图所示。
(1)该微生物燃料电池，负极为___(填“a”或“b”)，当电路中有0.5 mol电子发生转移，则有____ mol的H＋通过质子交换膜
(2)该电池正极反应式为：_________________________
负极反应式为：_____________________________
a
0.5
2O2＋8e－＋8H＋=4H2O
HS－＋4H2O－8e－=SO42－＋9H＋
1、随着各地“限牌”政策的推出，电动汽车成为汽车族的“新宠”。某电动汽车使用的是钴酸锂(LiCoO2)电池，其工作原理如图所示，且电解质为一种能传导Li＋的高分子材料，隔膜只允许Li＋通过，电池反应式为：LixC6＋Li1－xCoO2 C6＋LiCoO2。下列说法不正确的是(　　)
A.放电时，正极锂的化合价未发生改变
B.充电时Li＋移动方向：右室→左室
C.放电时负极的电极反应式：LixC6－xe－=C6＋xLi＋
D.充电时阳极的电极反应式：Li1－xCoO2＋xLi＋＋xe－=LiCoO2
D
3．电解池
(1)定义：把电能转化为化学能的装置，叫做电解池，也叫电解槽。
(2)电解池的构成条件
①有外接直流电源。
②有与电源相连的两个电极。
其中与电源正极相连的叫阳极，与电源负极相连的叫阴极。
③电解质溶液或熔融电解质。
④形成闭合回路。
一、电解原理
氧化
反应
还原
反应
阴离子
阳离子
氧化反应
还原反应
阳极
阴极
阴离子移向______；
阳离子移向______
阳极
阴极
离子流向
反应类型
电子流向
电源____极流向____极
____极流向电源____极
负
阴
阳
正
e-
e-
电子导体
离子导体
电解两只“羊”
（3）电解池工作原理
负极 阴极 阳极 正极
e-
溶液中离子定向移动
CuCl2 溶液
e-
1．阳极: 失电子，氧化反应
金属活性电极：首先金属本身被电解M－ne-＝Mn+
惰性电极(Pt、Au、石墨等)：还原性强的离子先放电，
4、阳极、阴极的放电顺序
放电顺序：金属活性电极>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根>F －
SO42- CO32- NO3-
阳极
2．阴极 ：得电子，还原反应
Ag+＞Hg2+>Fe3+> Cu2+＞(酸)H+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞(水)H+＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+
氧化性强的离子先放电：
②明确溶液中存在哪些离子
③判断阴阳离子的放电顺序
④根据阳极氧化，阴极还原分析得出产物，完成电极反应式
①判断电极材料
5、电极反应式书写的一般思路
水的电离，并分成阳离子组和阴离子组
电荷守恒，原子守恒
⑤由阴阳两电极反应式，合并得总反应式
弱电解质的须保持分子形式
【注意】
1、标明条件“通电或电解”
2、若电解的“H+或OH-”来自于H2O，H2O是弱电解质，不可拆
电冶金
氯碱工业
电 镀
粗铜精炼
金属防护
电解原理
2NaCl+2H2O === 2NaOH +Cl2↑+H2 ↑
电解
总反应：2NaCl(熔融) 2Na + Cl2↑
电解
M
Mn+
Mn+
M
-ne-
+ne-
四、电解精炼铜
---不活泼金属:Au、Ag
⑴粗铜所含的杂质
Zn、Fe、Ni、Ag、Au等
提炼金、银等贵重金属。
①电解质溶液的Cu2+浓度减小，不断补充CuSO4溶液
②引入了Zn2+、Fe2+、Ni2+等杂质，需定时除去
粗铜精炼
电解原理
惰性电极
活泼电极
分类
阳极：M – ne- = Mn+
类型①电解本身型
类型②电解水型
类型③电解放氢生碱型
类型④电解放氧气生酸型
meiyangyang8602
电解规律（惰性电极）
阳极：S2- > I- > Br- > Cl- > OH- > 含氧酸根 > F-
Ⅰ
Ⅱ
Ⅲ
Ⅳ
Ⅰ与Ⅲ区：电解本身型 如CuCl2 、HCl
Ⅰ与Ⅳ区：放氢生碱型 如NaCl
Ⅱ与Ⅲ区：放氧生酸型 如CuSO4、AgNO3
Ⅱ与Ⅳ区：电解水型 如Na2SO4、H2SO4 、NaOH
阴极：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>（H+）>Al3+>Mg2+>Na+

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