2026年高考化学一轮复习：鲁科版（2019）选择性必修1 考点清单

第第页2027年高考化学一轮复习：鲁科版（2019）选择性必修1考点清单知识清单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101kPa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1mol液态水时所放出的热量，中和反应反应热ΔH＝－57.3kJ·mol－1。2．燃烧热：在101kPa时，1mol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CHSN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)ΔH1A(g)=eq\f(1,a)B(g)ΔH2ΔH1＝aΔH2aA(g)=B(g)ΔH1B(g)=aA(g)ΔH2ΔH1＝－ΔH2ΔH＝ΔH1＋ΔH23.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<0A(g)＋B(g)=C(l)ΔH2<0C(g)=C(l)ΔH3<0ΔH1＋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<0S(s)＋O2(g)=SO2(g)ΔH2<0S(g)=S(s)ΔH3<0ΔH2＋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＋2Ag2.二次电池：又称可充电电池或蓄电池(1)铅酸蓄电池总反应Pb＋PbO2＋2H2SO4eq\o(,\s\up7(放电),\s\do5(充电))2PbSO4＋2H2O放电时的电极反应负极：Pb＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))－2e－=PbSO4；正极：PbO2＋4H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))＋2e－=PbSO4＋2H2O充电时的电极反应阴极：PbSO4＋2e－=Pb＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))；阳极：PbSO4＋2H2O－2e－=PbO2＋4H＋＋SOeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(4))(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－=COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋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－=4COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))；负极反应式：CH4＋4COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))－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H2SO4NaOHNa2SO4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HClCuCl2阳极反应式2Cl－－2e－=Cl2↑阴极反应式2H＋＋2e－=H2↑Cu2＋＋2e－=CupH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NaClCuSO4阳极反应式2Cl－－2e－=Cl2↑2H2O－4e－=4H＋＋O2↑阴极反应式2H2O＋2e－=H2↑＋2OH－2Cu2＋＋4e－=2CupH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＝eq\f(cc（C）·cd（D）,ca（A）·cb（B）)。(2)压强平衡常数：Kp＝eq\f(pc（C）·pd（D）,pa（A）·pb（B）)。[分压pi＝p总×xi＝p总×eq\f(ni,n总)＝(p1＋p2＋p3＋……)×eq\f(ni,n总)]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＜10－510－5～105＞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＝eq\f(cp（C）·cq（D）,cm（A）·cn（B）)。(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＝－92.4kJ·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10MPa～30MPa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0.1mol·L－1CH3COOH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＝eq\f(c（H＋）·c（A－）,c（HA）)一元弱碱BOH⇌B＋＋OH－，Kb＝eq\f(c（B＋）·c（OH－）,c（BOH）)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＝eq\f(已电离的溶质分子数,原有溶质分子总数)×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pH1．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eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(酸性溶液：c（H＋）＞c（OH－）,中性溶液：c（H＋）＝c（OH－）,碱性溶液：c（H＋）＜c（OH－）))2．溶液的pH(1)pH表达式pH＝－lgc(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0.02mL)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pH3.1～4.45.0～8.08.2～10.0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＝eq\f(c标准·V标准,V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COeq\o\al(\s\up1(2－),\s\do1(3))＋H2O⇌HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))＋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＋＋3HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))=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＋＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(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＋＋3HCOeq\o\al(\s\up1(－),\s\do1(3))=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＋)＝eq\r(a)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0.1mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10amol·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＝eq\f(c（Mn2＋）,c（Cu2＋）)＝eq\f(Ksp（MnS）,Ksp（CuS）)。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Cu