2010高考化学知识点归纳化学平衡及其他知识总结

1、化学平衡及其他知识总结化学平衡（化学反应进行的程度）化学平衡研究的对象是可逆反应，不可逆反应不存在程度问题化学平衡主要是研究可逆反应的规律，如反应进行的程度以及各种条件对反应进行情况的影响等化学平衡状态 在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态当一个可逆反应在一定条件下处于化学平衡状态时，我们就说这个反应达到了化学平衡化学平衡状态的建立与反应途径无关，从正反应或逆反应开始都可以建立（等效平衡）化学平衡的特征：（三大特征）亦可称为化学平衡状态的标志“动”：V正V逆0，动态平衡（简称“等”）“定”：外界条件一定，各组分百分含量一定（浓度不再改变）

2、（简称“定”）“变”：外界条件改变，平衡被破坏，发生移动而建立新平衡（化学平衡移动）化学平衡移动：原因反应条件改变引起V正V逆 结果速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化方向：V正V逆 向右移动；V正V逆，向左；V正V逆，原平衡不移动影响化学平衡移动的条件浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，化学平衡正向移动。反之亦然。压强：增大（或减小）压强，平衡向气体体积缩小（或扩大）的方向移动温度：升高（或降低）温度，平衡向吸热（或放热）反应方向移动。催化剂对化学平衡状态无影响分析化学平衡移动的一般思路（所有的平衡问题都是由速率问题解释的）勒沙特列原理（平衡移动原理）如果改变影响平衡的一个条件（如浓

3、度、压强、温度），化学平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动。（不能改变这种改变）勒沙特列原理（亦称平衡移动原理）适合于一切平衡体系。 化学平衡：2NO2 N2O4 电离平衡：NH3H2O NH4+ OH 水解平衡：AlO2- 2H2O Al(OH)3OH 溶解平衡：NaClNa+Cl 其 它：平衡理论知识网络图所有平衡问题都是速率问题来解释的。（分析讨论条件改变对正逆反应速率的影响，确定平衡是否移动）若为速率问题，讨论的问题主要有四项（浓度、压强、温度、催化剂）若为平衡问题，讨论的问题只有浓度、压强、温度三项。等效平衡举例：等温等容 2SO3 2SO2O2 a、0.2 1.8 0.9 b、1

4、.0 1.0 0.5 c、2 0 0 d、0 2 1等温等压 N23H22NH3 a、1 3 2 b、2 6 0 c、0 0 4 c、n 3n 0 d、0 0 m等温、等压或等容2HI H2I2 a、2 0 0 b、0 1 1 c、m 0 0 d、0 n n电解质溶液胶体电解质：凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。非电解质：凡是在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物。电解质和非电解质都是在化合物的范筹里讨论的。混合物（包括溶液和单质）既不是电解质，也不是非电解质。酸、碱、盐都是电解质（离子化合物必为电解质）CO2、SO2、NH3等在水中不能直接电离，因而它们不是电解质，属非电解质2、

5、强电解质在水溶液里全部电离为离子。HIH+I弱电解质在水溶液里只有部分电离为离子。CH3COOH CH3COOH+判定电解质的强弱，看其在水溶液中的表现。在弱电解质溶液中同时存在弱电解质的电离和离子重新结合生成的电解质分子这两种过程升温、促进电离（因弱电解质的电离为吸热过程）；稀释（浓度越小），促进电离。无限稀释，电离度为100%强电解质和弱电解质的比较电解质化学键电离程度有否电离平衡电解质在溶液中的存在形式强电解质离子键或某些具有极性键共价化合物（NaCl、HBr）完全电离为不可逆过程无NaClNa+Cl水合离子（Na+、Cl）弱电解质具有极性键的共价化合（H2S、HF）部分电离可逆过程有H

6、F H+F分子、水合离子HF、H+、F弱电解质的电离平衡是在一定条件（浓度、温度）下的平衡，适应于勒沙特列原理。电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液里有能够自由移动的离子存在。导电性的强弱主要跟单位体积溶液里能自由移动的离子的多少即自由移动离子的浓度有关（还与离子所带的电荷多少有关），而溶液里离子的浓度又跟电解质的电离程度有关。溶液导电性的不同 是由于溶液里自由移动的离子的浓度不同 是由于电解质的电离程度不同 是由于电解质有强弱之分，这与电解质的化学键有密切关系。3、水的电离、溶液的pH值 水的电离 2H2O H3O+ OH H2O H+OH （水为极弱电解质） 水的离子积（25） KwH+O

7、H110-7110-7110-14水的离子积随温度的变化而变化只要在水溶液里，总是有KwH+OH定值（25时，Kw110-14） 溶液的酸碱性取决于溶液H+与OH的相对大小 C(H+)C(OH) 酸性C(H+)C(OH) 碱性C(H+)C(OH) 中性 无限稀释时，pH7表示方法：pHlgC(H+) （适用范围：稀溶液）测定方法：pH试纸（整数值） 酸碱指示剂（pH范围） pH计（精确值）溶液的pH值 换算关系 常用酸碱指示剂及其变色范围石 蕊 5 红色 58 紫色 8蓝色甲基橙 3.1 红色 3.14.4 橙色 4.4 黄色酚 酞 8 无色 8.210 浅红 10 红色酸碱的强弱和溶液酸碱性

8、的强弱是两个不同的概念强酸、强碱溶液两两混合pH值的计算规律混合情况 混合前溶液pH值的关系 混和后溶液的pH值A、B都是酸 pHApHB pHA0.3A、B都是碱 pHApHB pHB0.3 pHApHB14 7A是酸 pHApHB14（中和后，酸有剩） pHA0.3B是碱 pHApHB14（中和后，碱有剩） pHB0.31、 盐的水解在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH生成弱电解质的反应，叫盐的水解哪些离子？弱碱阳离子：NH 、Fe3+、Fe2+、Al3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等 弱酸根阴离子：CH3COO、HCOO、HS、S2、HCO 、CO 等“有弱才水解，无弱不水解，越弱

9、越水解，谁强显谁性”强酸弱碱盐酸性 强酸强碱盐中性强碱弱酸盐碱性 弱酸弱碱盐看相对强弱影响盐类水解的因素：（水解平衡遵循勒沙特列原理） 内因盐的本性（越弱越水解）外因浓度 溶液越稀，水解程度越大 改变溶液H+或OH浓度的大小，可以影响水解平衡（促进或抑制水解）温度 水解是吸热反应（中和反应的逆反应），所以温度越高水解程度越大。一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，生成的物质也不会分解；盐类的水解是可逆反应，盐类水解的离子方程式中一般不写等号而写可逆符号（用可逆符号“ ”表示） NaHCO3H2OH2CO3NaOH （HCO H2O H2CO3OH）CuCl22H2O Cu(OH)22H

10、Cl Cu2+2H2O Cu(OH)22H+多元弱酸根的水解是分步进行的，第一步水解趋势远远大于第二步、第三步水解。因此多元弱酸根的水解离子方程式一般只需要写离子的第一步水解。电离大于水解酸式根只有两种：HSO3、H2PO4；故NaHSO3、NaH2PO4的水溶液显酸性。盐类水解促进水的电离；酸或碱均抑制水的电离。配制易水解的盐的溶液时，应先加入酸或碱，后加水。（抑制在先，而不是水解后再“治”） CuSO4(H2SO4) AgNO3（HNO3） FeCl3（HCl） Na3PO4（NaOH）想一想：CuSO4溶液、FeCl3溶液、AlCl3溶液、CH3COONa溶液分别加热蒸发至干的情形。A、

11、 电荷守恒在酸、碱、盐的水溶液里，阳离子所带的正电荷数等于阴离子所带负电荷数。B、 物料守恒在水溶液中某离子的物质的量的起始量等于该离子以各种形式存在的物质的量之和。例 0.1mol/L Na2S溶液中：C(Na+)0.2mol/L C(S2-)C(HS-)C(H2S)0.1mol/L1/2 C(Na+)C(Na+)C(H+)2 C(S2-)C(HS-)C(OH-)5、酸碱中和滴定（举一反三） 原理：H+OHH2O n酸C酸V酸n碱C碱V碱 酸式滴定管（不能盛放碱液、氢氟酸）仪器 碱式滴定管（不能盛放酸液和强氧化性溶液） 锥形瓶、铁架台、滴定管夹（移液管、吸球）关键 准确测定参加反应的两种溶液

12、的体积 准确判断中和反应是否恰好完全反应 （靠指示剂） ( “左手控活塞，右手执锥开瓶，液流要成滴，锥瓶要摇匀，衬纸观色变，终点要看清”误差分析 从计算公式上看，由于计算时 为定值，所有能引起V标偏大的操作，均能使测定结果偏高；所有能引起起V标偏少的操作，将使测定结果偏低。如何确定用液最大量6、胶体、分散系几种液体分散系的比较分散系溶液浊液胶体分散质微粒的直径109m107m109m107m分散质微粒单个小分子或离子巨大数目分子集合体许多分子集合成高分子实例酒精、NaCl溶液石灰乳、油水Fe(OH)3胶体、淀粉溶胶性质外观均一、透明不均一、不透明均一、透明稳定性稳定不稳定较稳定能否透过滤纸能不

13、能能能否透过半透膜能不能不能鉴别无丁达尔现象静置分层丁达尔现象胶体a、 能透过滤纸而不能透过半透膜（渗析可用于胶体的分离与提纯）b、 对光散射具有丁达尔现象c、 受水分子从各方向大小不同的撞击作布朗运动d、 在外加电场作用下胶粒定向移动产生电泳现象e、 电荷中和（加入电解质或电性相反的胶体）或受热胶粒发生凝聚胶体具有上述性质，其本质原因均为胶体微粒直径大小（10-910-7m）电泳现象证明胶粒是带有电荷的（吸附阴阳离子）同种胶粒吸附同一种离子（胶体稳定存在的主要原因之一）带有同种电荷 FeCl33H2OFe(OH)3（胶体）3HCl KI AgNO3AgI（胶体）KNO3 Na2SiO32HC

14、lH2SiO3（胶体）+2NaCl溶液物质的溶解是一个复杂的物理化学变化过程溶解平衡：在一定温度下固体物质在液态溶剂里当溶解的速率和结晶的速率相等时形成饱和溶液时的状态（动态平衡）。遵循勒沙特列原理溶解方程式与电离方程式的区别：NaCl Na+ClNaClNa+Cl溶解度： 固体溶解度大多数固体的溶解度随温度的升高而增大；只有少数物质的溶解度受温度影响很小，如NaCl；另有极少数物质的溶解度随温度的升高而减小，如消石灰 Ca(OH)2气体的溶解度：1.01105Pa和一定温度下，1体积水所溶解气体的体积。气体的溶解度随温度的升高而减小，随压强的增大而增大溶解浓度：溶液的质量分数物质的量浓度（m

15、olL1） 溶质的质量分数数 物质的量浓度 饱和溶液不一定是浓溶液，不饱和溶液不一定是稀溶液电化学原电池 把化学能转变为电能的装置叫原电池必要条件：必须能自发地发生氧化还原反应（亦是判断标志） 负极：Cu 电极反应：Cu2e-Cu2+ 正极：C 电极反应：2Fe3+2e-2Fe2+ 总反应方程式：Cu2Fe3+Cu2+2Fe2+原电池电极的确定：（最准确的电极判断方法）金属的腐蚀与防护金属的腐蚀：金属或合金跟周围接触到的气体或液体发生化学反应而腐蚀损耗的过程。化学腐蚀电化腐蚀条件金属跟非电解质等直接接触不纯金属或合金跟电解质后溶液接触现象无电流产生有微弱的电流产生本质金属被氧化的过程较活泼的金

16、属被氧化的过程相互联系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生析氢腐蚀吸氧腐蚀条件水膜酸性较强水膜酸性很弱或者呈中性正极反应2H+2e-H22H2OO2e-4OH负极反应Fe2e-Fe2+金属及其合金的腐蚀主要是吸氧腐蚀金属的防护方法：a、 改变金属的内部组织结构b、 在金属表面覆盖保护层c、 电化学保护法金属的腐蚀的原因主要是发生了电化腐蚀（吸氧腐蚀），因此金属的防护主要是要消除电化腐蚀（吸氧腐蚀）发生的条件。电解：使电流通过电解质溶液（或熔化的电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程，叫做电解。电离是电解的前提条件电解质溶液的导电过程就是电解过程检验熔融的电解质是否导电，可以判断其是否为离子化合

17、物电解池：把电解转变为化学能的装置 阴极：Fe 电极反应：2H+2eH2（还原） 阳极：C 电极反应：2Cl2eCl2 （氧化）总反应方程式： 2NaCl2H2O2NaOHH2Cl2 阴阳极判断必要条件：通电强制性地引起氧化还原反应标志：外接电源电解时电极产物的判断阳极产物的判断：首先看电极，如果是活性（金属）电极，则电极材料失电子，电极被溶解，溶液中的阴离子不能失电子。如果是惰性电极（Pt、C）则要看溶液中的离子的失电子能力（还原性），根据阴离子放电顺序加以判断。（阴离子放电顺序：S2IBrOHNO3SO42F）阴极产物的判断：直接根据阳离子放电顺序进行判断，阳离子放电顺序：AgHg2Cu2

18、HPb2Sn2Ni2Fe2Zn2Mn2AlMg2NaCa2KAl、Mg2、Na、Ca2、K在水溶液中不放电Pb2、Sn2、Ni2、Fe2、Zn2当浓度较大时，比H+先放电分析解决电解应用问题的主要方法思路：a、绘出草图 b、确定电极 c、分析通电前电解质溶液的电离过程（电解质和水）d、分析通电后的离子的移动方向，放电能力，电极反应、电解结果（两极现象、水的电离平衡、离子浓度、溶液酸碱性，pH值变化等），最后归纳到题目所需解答的问题上。原电池电解池电镀池定义将化学能转变成电解的装置将电能转变成化学能的装置应用电解原理在某些金属表面镀上一层其它金属的装置装置举例形成条件活动性不同的两电极（连接）电

19、解质溶液（电极插入其中并与电极自发反应）形成闭合回路两电极接直流电源两电极插入电解质溶液形成闭合回路镀层金属接电源正极，待镀金属接电源负极电镀液必须含有镀层金属的离子电极名称负极：较活动金属正极：较不活动金属（或能导电的非金属）阳极：与电源正极相连的极阴极：与电源负极相连的极名称同电解，但有限制条件阳极：必须是镀层金属阴极：镀件电极反应负极：氧化反应、金属失电子正极：还原反应，溶液中的阳离子得电子阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失电子，或电极金属失电子阴极：还原反应，溶液中的阳离子得电子阳极：金属电极失电子阴极：电镀液中阳离子得电子电子流向同电解池用惰性电极进行溶液中的电解时各种变化情况简析类型

20、电极反应特点实例电解对象电解浓度质pH值电解质溶液复原电解水型 阴：2H+2e-H2阳：4OH4 e-H2OO2NaOH水增大增大水H2SO4水增大减小水Na2SO4水增大不变水分解电解质型电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电HCl电解质减小增大氯化氢CuCl2电解质减小氯化铜放H2生碱型阴极：H2O放H2生碱阳极：电解质阴离子放电NaCl电解质和水生成新电解质增大氯化氢放O2生酸型阴极：电解质阳离子放电阳极：H2O放O2生酸CuSO4电解质和水生成新电解质减小氯化铜氧化剂的氧化能力（还原剂的还原能力）强弱的判定依据1、根据反应条件来判断：是否加热，温度高低，有无催化剂 不同的氧化剂与同种还原

21、剂（或不同的还原剂与同种氧化剂）的反应可依据以上条件来判断。例如，由 2H2SO3O22H2SO4 （快） 2Na2SO3O22Na2SO4（慢）2SO2O2 2SO3 可知还原性：H2SO3Na2SO3SO22、根据反应的剧烈程度来判定： 如 Cu4HNO3（浓）Cu(NO3)22NO22H2O （较剧烈）3Cu8HNO3（稀）3Cu(NO3)22NO4H2O （较微弱）可知氧化性：浓HNO3稀HNO33、根据氧化还原反应的传递关系来判断：氧化剂氧化能力大于氧化产物的氧化能力；还原剂的还原能力大于还原产物的还原能力。一般来说，判断氧化剂的氧化能力时不能简单地看氧化剂被还原成的价态高低，应看氧

22、化剂氧化其它物质的能力。比如 硝酸越稀，其氧化性越弱，跟同一还原剂反应时，化合价降得越多。KMnO4溶液酸性越强，氧化性越强，跟同一还原剂反应时，化合价降得越多 Na2SO3KMnO4(H+)无色的Mn2+Na2SO3KMnO4(H2O)褐色的MnO2Na2SO3KMnO4(OH)绿色的MnO 氧化性：F2Cl2Br2I2SO2S还原性：SSO IFe2+BrClF基本的定律、原理1、质量守恒定律 参加化学反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和。又名“物质不灭定律”2、阿佛加德罗定律 在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子 每有“三同”，必有第四同，此定律

23、又叫“四同定律”阿佛加德罗定律的推论 同温同压同体积的不同气体，质量比等于分子量之比，等于密度之比，等于相对密度 同温同压不同体积的气体，体积之比等于物质的量之比 同温同压同质量的气体，体积之比等于相对分子质量比的反比3、勒沙特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度或压强等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。外界条件改变对反应速度和化学平衡的影响所改变的条件反应速度化学平衡增大反应物浓度加快向生成方向移动升高温度加快向吸热方向移动增大压强加快向气体分子数目减少的方向移动加催化剂加快不移动4、原子核外电子排布的规律 泡利不相容原理在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子

24、存在 电子层（层） 电子亚层（形） 电子云的空间伸展方向（伸） 电子的自旋（旋）能量最低原理在核外电子的排布中，通常状况下电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道洪特规则在同一电子层的某个电子亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子的能量最低。四种晶体比较表离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体构成晶体的微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子和自由电子微粒间相互作用离子键共价键范德华力金属键典型实例NaCl、CsCl金刚石、Si、SiO2、SiC干冰、氢气、有机物、惰气钠、镁、铝、铁物理性质熔沸点熔点较高、沸点高熔沸点

25、高熔沸点低一般较高、部分低导电性固态不导电，熔化或溶于水导电差差良好导热性不良不良不良良好机械加工性同上同上同上同上硬度较硬而脆高硬度较小一般较高部分低注：离子晶体熔化时需克服离子键，原子晶体熔化时破坏了共价键，分子晶体熔化时只消弱分子间作用力，而不破坏化学键。物质熔沸点规律1、不同晶体：原子晶体离子晶体分子晶体（金属晶体较复杂）原子晶体：原子半径越小，键能越大，熔沸点越高。如金刚石单晶硅离子晶体：组成相似的离子晶体，离子键越强，熔沸点越高如：NaClKCl金属晶体：金属键越强（半径小、价电子多），熔沸点越高如：NaMgAl分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，分子量越大，熔沸点越高如：F2Cl

26、2Br2I23、在比较不同晶体的熔沸点时，有时需借助常识或记忆有关数据例：熔点 NaCH3COOHH2O比较金属性强弱的依据金属性金属气态原子失去电子能力的性质金属活动性水溶液中，金属原子失去电子能力的性质1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱 碱性愈强，其元素的金属性也愈强2、 依据金属活动顺序表（极少数例外）3、 常温下与酸反应的剧烈程度4、 常温下与水反应的剧烈程度5、 与盐溶液之间的置换反应6、 高温下与金属氧化物间的置换反应；7、 用电化学的方法比较非金属性强弱的依据1、同周期中

27、，由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱 酸性愈强，其元素的非金属性也愈强3、依据其气态氢化物的稳定性 稳定性愈强，非金属性愈强4、与H2化合的条件5、与盐溶液之间的置换反应6、其它 例：2CuS Cu2S CuCl2CuCl2所以，Cl的非金属性强于关于NO2和N2O4平衡移动的讨论一、结论：将NO2装入注射器内，进行下列操作，现象如下： 缓慢压缩，气体颜色逐渐加深 缓慢扩大体积，气体颜色逐渐变浅 突然压缩，气体颜色先变深，但最终比起如深 突然扩大体积，气体颜色选变浅，后变深，但最终比起始浅。二、证明

28、：以为例推论如下：设原平衡混和气中NO2、N2O4浓度分别为 a 摩/升、b摩/升。压缩至某体积时，NO2、N2O4在新平衡下浓度分别为 c摩/升和d摩/升慢慢压缩，可以认为气体温度不变，此温度下 常数，则当体积缩小时，平衡2NO2 N2O4右移，N2O4增大，即db，则得c2a2，所以ca，气体颜色加深。何时考虑盐的水解1、判断盐溶液酸碱性及能否使指示剂变色时，要考虑到盐的水解。如CH3COONa溶液呈碱性，因为CH3COOH2O CH3COOHOH2、配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入酸抑制其水解，此时考虑盐的水解。例：配制CuSO4溶液时需加少量H2SO4，配制FeC

29、l3溶液时需加入少量盐酸（加相应的酸）3、比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到水解。如Na3PO4溶液中Na+3PO 4、说明盐溶液中离子种类及多少时要考虑到水解。例 Na2S溶液中含有Na+、H+、S2-、HS-、OH-，其浓度关系是Na+H+2S2-HS-OH-5、某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液反应时，需考虑水解。如 镁插入CuSO4溶液中有H2放出。因为Cu2+2H2O Cu(OH)22H Mg2HMg2H26、强酸弱碱盐与强碱弱酸盐溶液相混合，其现象不能复分解反应规律来解释时，要考虑到双水解。例：泡沫灭火器的原理是：3HCO3-Al3+3CO2Al(OH)3；7、判断溶液中有关离子能否大

30、量共存时要考虑盐的水解（主要是双水解问题），如Fe3+和HCO3-不能大量共存；8、施用化肥时需考虑到水解。如：草木灰（K2CO3）不能与铵态氮肥相混用。因为CO32-H2O HCO3-OH NH4+OHNH3H2O，随NH3的挥发，氮肥失效。9、分析某些化学现象时要考虑盐的水解。如：制备Fe(OH)3胶体、明矾净水及丁达尔现象、FeCl3等溶液长期存放变浑浊，等。10、判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选用酸碱滴定时的指示剂以及当pH7时酸（碱）过量情况的判断等问题，要考虑到盐的水解。 如：CH3COOH 与NaOH 刚好反应时 pH7，若二者反应后溶液 pH7，则CH3COOH过量，因为CH3

31、COOH2O CH3COOHOH，为此CH3COOH与NaOH互相滴定时，选用酚酞作指示剂。11、试剂的贮存要考虑到盐的水解。如贮存Na2CO3溶液不能玻璃塞，因为Na2CO3水解后溶液碱性较强，这样 SiO2 2OHSiO32-H2O，Na2SiO3具有粘性，使瓶颈与瓶塞粘结在一起；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛装，因为水解时产生的氢氟酸腐蚀玻璃，FH2O HFOH4HFSiO2SiF42H2O；12、制取无水盐晶体时要考虑到盐的水解。例：不能利用蒸干溶液的办法制FeCl3和AlCl3，也不能在空气中加热 FeCl36H2O和AlCl36H2O制无水FeCl3和AlCl3，就是因为水解的缘故。1

32、3、解释某些生活现象应考虑到盐的水解。例：炸油条时利用了Fe3+与HCO3-（CO32-）双水解的道理；ZnCl2和NH4Cl可作焊药是利用了它们在水溶液中水解显弱酸性的道理；家庭中可用热的Na2CO3溶液洗涤餐具或涮便池，利用的是加热可促进CO 的水解使碱性增强，去污能力加大的道理。原电池七种1、普通锌锰电池（“干电池”） “干电池”是用锌制圆筒形外壳作负极，位于中央的顶盖有铜帽的石墨作正极，在石墨周围填充ZnCl2、NH4Cl和淀粉糊作电解质，还填有MnO2作去极剂（吸收正极放出的H2，防止产生极化现象）。电极反应为：负极Zn2eZn2+ 正极2NH 2e2NH3H2 H2MnO2 Mn2O3H2O正极产生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2+4 NH3Zn(NH3)42+ 淀粉糊的作用是提高阴、阳离子在两个电极的迁移速度。电池总反应式：2Zn4NH4Cl2MnO2Zn(NH3)4Cl2ZnCl2Mn2O3H2O“干电池”的电压通常约为1.5伏，不能充电再生。2、铅蓄电池 铅蓄电池可放电亦可充电，具双重功能。它是用硬橡胶或透明塑料制成的长方形外壳，在正极板上有一层棕褐色PbO2，负极板是海绵状金属铅，两极均浸在一定浓