HS－＋OH－（主要），HS－＋H2OH2S＋OH－，所以在Na2S的水溶液中離子濃度的大小順序為：c(Na+)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H+)K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序為：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)b．比較鹽溶液中離子種類的多少在Na2S、NaF、Na2CO3、Na3PO4溶液中，哪種溶液中含陰離子種類最多？其中S2－、F－、CO32－、PO43－都發生水解反應，Na3PO4的水溶液中存在PO43－、HPO42－、H2PO4－、OH－，含陰離子的種類最多。17．判斷離子能否共存某些弱堿陽離子如Fe3＋、Al3＋與某些弱酸的酸根離子如CO32－、HCO3－、AlO2－、S2－、HS－（注意：當S2－、HS－遇到Fe3＋時發生的是氧化還原反應）在溶液中相互促進水解，并進行到底，因而不能大量共存。另外，由于同樣的原因，NH4＋與SiO32－、AlO2－也不能大量共存。18.鹽溶液蒸干所得到的固體△①將揮發性酸對應的鹽(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加熱蒸干，得不到鹽本身。△AlCl3溶液中，AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl2Al(OH)3Al2O3+3H2O②如果水解生成的酸難揮發，則可以得到原固體，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。③強堿弱酸鹽的溶液蒸干可以得到原固體，如K2CO3、Na2CO3等④不穩定的鹽的溶液：發生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。⑤具有強還原性鹽的溶液：發生氧化反應，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。△⑥由易水解變質的鹽的結晶水合物得到無水物，應在抑制其水解的氛圍中加熱脫水。△△MgCl2·6H2O加熱：MgCl2·6H2OMg(OH)Cl+HCl↑+5H2O△MgCl2·6H2OMgO+2HCl↑+5H2O)在干燥的HCl氣流中加熱便能得到無水MgCl2。六、溶液中微粒濃度的大小比較☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數的乘積之和。如K2CO3溶液中c(K＋)+c(H＋)＝2×c(CO32－)+c(OH－)+c(HCO3－)②物料守恒:（即原子個數守恒或質量守恒）c((K＋)＝2｛c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)｝某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。七、難溶電解質的溶解平衡在一定條件下，難溶電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態。（也叫沉淀溶解平衡）1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于0.01g的電解質稱難溶電解質。（2）反應后離子濃度降至1×10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標明狀態，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：Ksp越小（即沉淀越難溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（2）調pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法（4）同離子效應法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉化。5、沉淀的轉化：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。如：AgNO3AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黃色）AgI（黃色）Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）1、定義：在一定溫度下,在難溶電解質的飽和溶液中,各離子濃度冪之乘積為一常數.2、表達式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n3、影響因素：內因：電解質本身的性質外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。②溫度：升溫，多數平衡向溶解方向移動。③同離子效應：加入含有相同離子電解質，平衡向結晶的方向移動.④化學反應4、溶度積規則離子積Qc=[c(An+)]m?[c(Bm-)]nQc>Ksp,溶液處于過飽和溶液狀態,生成沉淀.Qc=Ksp,沉淀和溶解達到平衡,溶液為飽和溶液.Qc<Ksp,溶液未達飽和,沉淀發生溶解.第四章電化學基礎做題技巧：有關電化學的題，只要記住“負氧正還，陽氧陰還”（氧指發生氧化反應，還指發生還原反應。根據升失氧降得還，即可得出答案）第一節原電池原電池：1、概念：化學能轉化為電能的裝置叫做原電池原電池反應的本質是發生_氧化還原反應反應。2、組成條件：①有兩種活潑性不同的電極（其中一個相對活潑）②電解質溶液③構成閉合回路④能自發地發生氧化還原反應3、電子流向：外電路：負極——導線——正極內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。4、電極反應：以鋅銅原電池為例：負極：氧化反應：Zn－2e＝Zn2＋（較活潑金屬）正極：還原反應：2H＋＋2e＝H2↑（較不活潑金屬）總反應式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、負極的判斷：（1）從電極材料：一般較活潑金屬為負極；或金屬為負極，非金屬為正極。（2）從電子的流動方向負極流入正極（3）從電流方向正極流入負極（4）根據電解質溶液內離子的移動方向陽離子流向正極，陰離子流向負極（5）根據實驗現象①溶解的一極為負極②增重或有氣泡一極為正極原電池原理應用：(1)比較金屬活動性強弱。(2)比較反應速率(3)比較金屬腐蝕的快慢(4)判斷溶液pH值變化(5)設計原電池。第二節化學電池1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置3、化學電池的分類：一次電池、二次電池、燃料電池一、一次電池常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等二、二次電池1、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。2、電極反應：鉛蓄電池放電：負極（鉛）：Pb(s)＋(aq)－2e＝PbSO4(s)正極（氧化鉛）：PbO2(s)＋4H+(aq)＋(aq)＋2e＝PbSO4(aq)＋2H2O(l)充電：陽極：PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e＝PbO2(s)＋4H+(aq)＋(aq)放電充電充電陰極：PbSO4(s)＋2e＝Pb(s)＋放電充電充電兩式可以寫成一個可逆反應：PbO2(s)＋Pb(s)＋2H2SO4(aq)2PbSO4(s)＋2H2O(l)3、目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池三、燃料電池1、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池2、電極反應：負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。

當電解質溶液呈酸性時：

負極：2H2－4e=4H+正極：Ｏ2＋4e＋4H+=2H2O當電解質溶液呈堿性時：

負極：2H2＋4OH－4e＝4H2O正極：Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷（燃料）和氧氣（氧化劑）。電極反應式為：負極：CH4＋10OH－－8e＝CO32-＋7H2O；正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH-。電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O3、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低四、廢棄電池的處理：回收利用第三節電解池一、電解原理1、電解池：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽2、電解：電流(外加直流電)通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應(被動的不是自發的)的過程3、放電：當離子到達電極時，失去或獲得電子，發生氧化還原反應的過程4、電子流向：（電源）負極—（電解池）陰極—（離子定向運動）電解質溶液—（電解池）陽極—（電源）正極5、電極名稱及反應：陽極：與直流電源的正極相連的電極，發生氧化反應陰極：與直流電源的負極相連的電極，發生還原反應6、電解CuCl2溶液的電極反應：陽極：2Cl--2e-=Cl2(氧化)陰極：Cu2++2e-=Cu(還原)總反應式：CuCl2=Cu+Cl2↑7、電解本質：電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程☆規律總結：電解反應離子方程式書寫：放電順序：陽離子放電順序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸電離的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+陰離子的放電順序是惰性電極時：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根離子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性電極時：電極本身溶解放電注意先要看電極材料，是惰性電極還是活性電極，若陽極材料為活性電極（Fe、Cu)等金屬，則陽極反應為電極材料失去電子，變成離子進入溶液；若為惰性材料，則根據陰陽離子的放電順序，依據陽氧陰還的規律來書寫電極反應式。用惰性電極電解電解質溶液時的總結類型電極反應特點電解質溶液類別實例電解對象電解質濃度PH電解質溶液復原電解水型陰極：4H++4—=2H2↑陽極：4OH—-4e-=O2↑—+2H2O強堿NaOH水增大增大加水含氧酸H2SO4水增大減小加水活潑金屬的含氧酸鹽Na2SO4水增大不變加水分解電解質型電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電無氧酸(除HF外)、HCl電解質減小增大加氯化氫不活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)CuCl2電解質減小減小加氯化銅放氫生堿型陰：水放H2生堿

陽：電解質陰離子放電活潑金屬的無氧酸鹽(氟化物除外)NaCl電解質和水生成新電解質增大加氯化氫放氧生酸型陰：電解質陽離子放電

陽：水放O2生酸不活潑金屬的含氧酸鹽CuSO4電解質和水生成新電解質減小加氧化銅二、電解的應用.1．電鍍電鍍裝置:以鍍層金屬作陽極,鍍件掛在陰極,含鍍層金屬離子的鹽為電鍍液。電鍍特點：電鍍過程中鍍層金屬離子濃度不變。2．氯堿工業1)立式隔膜電解槽的結構陽極：由金屬鈦網（涂有釕氧化物制成）；陰極：由碳鋼網涂有Ni涂層）制成；離子交換膜；電解槽框及導電銅。陽離子交換膜(2)陽離子交換膜的作用：阻止Cl-、OH-等陰離子及氣體分子通過。這樣可防止陰極產生的H2與陽極產生的Cl2混合而爆炸，也避免了Cl2與陰極產生的的NaOH作用生成NaClO而影響NaOH產品質量。(3)反應原理：陽極：2Cl--2e-=Cl2↑：陰極：2H++2e-=H2↑電解反應化學方程式2NaCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2NaOH離子方程式2Cl-+2H2O==H2↑+Cl2↑+2OH-(4)產品：NaOH、H2、Cl23.精煉(電解精煉銅為例)（1）裝置：陽極--粗銅；陰極—純銅；電解質溶液--銅鹽溶液(如CuSO4)（2）電極反應陽極：粗銅失電子放電“溶解”，Cu-2e-=Cu2+。粗銅中比銅活潑的金屬溶解變成陽離子進入溶液，比銅活潑性差的金屬如Au、Ag等貴重金屬則落入陽極泥中。陰極：溶液中Cu2+得電子放電，Cu2++2e-=Cu生成的Cu沉積在陰極上而得到精銅。4.煉活潑金屬Na、Mg、Al等。電解冶煉陽極2O2－－4e-=O2↑陰極Al3＋+3e-=Al第四節金屬的電化學腐蝕和防護一、金屬的腐蝕（1）金屬腐蝕：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程。（2）金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程（3）金屬腐蝕的分類：電化學腐蝕化學腐蝕概念金屬和接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕。不純的金屬跟電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化而引起的腐蝕。條件不純金屬或合金與電解質溶液接觸金屬與非電解質直接接觸現象有微弱的電流產生無電流產生本質較活潑的金屬被氧化的過程金屬被氧化的過程關系化學腐蝕與電化腐蝕往往同時發生，但電化腐