选修四复习学案
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3++与AlO2-、CO32-(HCO3-))；Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)。其特点是相互水解成沉淀或气体。离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、盐类水解的应用： 水解的应用 净水 去油污 明矾净水 用热碱水冼油污物品 ①配制FeCl3溶液时常加 入少量盐酸 药品的保存 ②配制Na2CO3溶液时常CO32-+H2O HCO3-+OH- 加入少量NaOH 若不然，则： △ △ 实例 原理 △ CO32-+H2O HCO3-+OH- 由MgCl2·6H2O制无水制备无水盐 MgCl2·6H2O
MgCl2 在HCl气流中加热 Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O 第 16 页
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用Al2(SO4)3与NaHCO3泡沫灭火器 溶液混合 比较盐溶液中离子浓度的大小 比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小 NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常数 （Kh）
强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka 强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb （Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸电离平衡常数；Kb为该条件下该弱碱的电离平衡常数） 七．电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较
基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：:任何溶液均显电 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
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九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至 以下的离子反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=。”
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质：
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的一般前提是：存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如除去MgCl2溶液中FeCl3可以 加入
（3）氧化还原沉淀法：
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（4）同离子效应法 4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：
①酸碱； ②氧化还原； ③ 。 5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。 AgNO3 AgCl() AgBr（淡黄色） AgI（黄色） Ag2S（黑色） 6、溶度积（KSP）
⑴表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n
⑵影响溶解平衡的因素：决定因素是 外因：①浓度：加水，平衡向 方向移动。
②温度：升温，多数平衡向 方向移动。 ⑶、溶度积规则
QC（离子积） KSP 有沉淀析出 QC KSP 平衡状态 QC KSP 未饱和，继续溶解
第四章 电化学基础
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一．原电池：
1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池
2、组成条件：① ②
③
3、电子：外电路： 极——导线—— 极
内电路：盐桥中 离子移向负极的电解质溶液， 离子移向正极溶液。 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 负极： 反应： 正极： 反应： 总反应式：
5、正、负极的判断：
（1）从电极材料：一般 为负极；或金属为负极，非金属为正极。 （2）从电子的流动方向和电流方向 （3）从发生反应
（4）根据电解质溶液内离子的移动方向 （5）根据实验现象
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