高中化学知识总结

知识点：离子反应

目录知识点总结常见考法误区提醒

知识点难易度（中）

知识点总结

1、学习离子反应之前要了解电解质和非电解质：在水溶液里或熔融状态下能够

导电的化合物叫做电解质；在水溶液里或熔融状态下都不能电离的化合物叫非电

解质；常见的电解质和非电解质：电解质一般包含：酸、碱、盐、活泼金属氧化

物等；非电解质：非金属氧化物9。2、S02等）、某些非金属氢化物（如NH3）、

绝大多数有机物。

2、电解质又分强、弱电解质：强电解质是指在水分子作用下，能完全电离为离

子的电解质。包括大多数盐类、强酸、强碱、部分碱性氧化物等。弱电解质是指

在水分子作用下，只有部分分子电离的电解质。包括弱酸（如HAc、H2S）、弱碱（如

NH3H2O）,AI（OH）3＞心。等。因此强弱电解质的电离程度大不相同。

3、离子反应：有离子参加的反应，知道常见的离子反应的类型，离子反应发生

的条件，离子共存的条件。

4、离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。通过书写离

子方程式，我们知道多个具体的反应写出的离子方程式是一样的。这说明：离子

方程式不仅可以表示某一具体的化学反应，而且还可以表示同一类型的离子反应。

离子方程式的意义：表示了反应的实质，代表了同一类型的离子反应。

常见考法

本知识常以选择题的形式考查电解质的分类、强弱电解质的电离程度、弱电解质

的电离平衡、离子方程式的书写方法，考查的难度居中，一般掌握以上基础知识

即可解决。

误区提醒

1.电解质必须是化合物，而化合物不一定是电解质；

2.电解质导电是有条件的：水溶液或熔融状态下；

3.电解质必须是在上述条件下自身电离出离子的化合物；

4.能导电的物质不一定是电解质，例如金属能导电，但不是化合物；

5.单质、混合物既不是电解质也不是非电解质。

【典型例题】

例：下列反应的离子方程式正确的是

+

A.钠与水的反应:Na+H2O=Na+OH+H2f

+

B.氯气与水反应：CI2+H2O=2H+Cr+CIO

+3+

C.氢氧化铝中和胃酸：AI（OH）3+3H=AI+3H2O

D.用FeCh溶液腐蚀印刷电路板：Fe++Cu=Fe2++Cu2+

解析：

钠与水的反应：Na+H20=Na-+0K+H2TH原子个数不平，故A错；氯气与

水反应：CI2+H2O=2H+CI+CIO中HCIO是弱酸，在离子方程式中不能拆,

+3+

故B错;氢氧化铝中和胃酸:AI（OH）3+3H=AI+3H2O,C对；用FeC\溶

液腐蚀印刷电路板：Fe'+Cu=Fe2++Cu2+电荷不等，故D错。

答案：C

知识点：氧化还原反应

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知识点难易度（中）

知识点总结

1、氧化还原反应的基本概念：

氧化反应和还原反应：氧化反应表现为被氧化的元素化合价升高，其实质是该元

素的原子失去电子（或共用电子对偏离）的过程；还原反应表现为被还原的元素

化合价降低，其实质是该元素的原子获得电子（或共用电子对偏向）的过程。氧

化还原反应的概念可以用下面的式子表示：

律到电干，化合价际低，被还原

氧化剂+还原剂—还原产物+氧化产物

IT

失去电干，化含价升高，被氧化

2、氧化产物和还原产物：被氧化生成的物质是氧化产物，被还原生成的物质是

还原产物。

常见的氧化剂有Q、5、浓硫酸、HNO3、KMnO,>FeCk等;常见的还原剂有活泼

的金属单质、乩、C、CO等。

3、氧化还原中电子转移的表示方法：使用双线桥或单线桥表示出电子转移的方

向和数目，二者的区别在于,使用双线桥需要标出电子的得失,而单线桥不需要。

4、氧化还原反应方程式的配平是一个难点，在掌握化合价升降相等的基础上再

掌握一些配平时需要的技巧，就可以解决多数的问题。

常见考法

经常以选择题、填空题的形式考查氧化还原反应的基本概念，得失电子的表示方

法。以探究题的形式考查氧化还原反应的配平以及相关计算。

误区提醒

比较物质的氧化性、还原性强弱的方法

根据氧化还原反应的化学方程式进行判断：在一个氧化还原反应中，氧化性：氧

化剂〉氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。②根据金属活动性顺序判断：金属

活动性越强，其还原性越强，即：还原性：

K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag

金属的还原性越强，其失去电子后形成的金属离子的氧化性越弱，即：

氧化性：K+<Ca2\Na<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2*<Sn2'<Pb2<(H+)<Cu2+<Hg2+<Ag+

Fe3+可以和铜反应：2Fe3++Cu=2Fe?++Ci?+,因此氧化性：Fe3+>Cu2\

【典型例题】

在热的稀硫酸溶液中溶解了11.4g硫酸亚铁，当加入50mL0.5mol-LTKNO3溶

液后，其中Fe2+全部转化成Fe3+,KNO3也反应完全，并有MOy氮氧化物气体

逸出。

FeSO4+KNO3+H2SO4-K2SO4+Fe2(SO4)3+NxOy+H2O

(1)推算出x=,y=

(2)配平该化学方程式

(3)反应中氧化剂为________________________

(4)用短线和箭头标出电子转移的方向和数目

解析:

(1)11.4g硫酸亚铁的物质的量为n(FeSO4)=0.075mol,n(KN03)=0.025moL

当其中的Fe2+全部被氧化生成Fe3+时，失去0.075moi电子，则KNO3被还原

时得到0.075电子，平均每个NO3-得到3个电子，氮元素的化合价由+5降低

为+2,即NxOy应为N。，x=1,y=1o

(2)根据题意，FeSO4和KNO3的化学计量数之比为3：1,其他反应物和生成

物的系数可根据观察法进行配平。

(3)氧化剂中的元素在反应中化合价降低，该反应的氧化剂应为KNO3。

答案：

(1)x=1,y=1；

(2)6FeSO4+2KNO3+4H2sO4==K2SO4+3Fe2(SO4)3+2N0f+4H2O

(3)KNO3

(4)

6e-

I]

6FeS04+2KN03+4H2S04==K2S04+3Fe2(SO4)3+2N0t+4H20

知识点：物质的分类

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知识点难易度(中)

知识点总结

一、物质的分类:

金属单质

-

I单质HZ

非金属单质I酸性氧化物

纯净物-Hai—k减性氧化物

（可从不同I—两性氧化物

角度分类）

-无机物一__丁离子型氢化物

（可从不同

博魏共价型氢化物

-化合物一角度分类）L

（可从不同角度分类）

角度分类）

圜回回

Tg机物-

U混合物（可从不同

角度分类）一怪的衍生物

二、常见的混合物及其类别：溶液、胶体、浊液。

三、几种分散系的比较:

分散系溶液浊液胶体

分散质粒子的<1nm>100nm1nm~100nm

直径

分散质粒子单个小分子或离子巨大数目的分子集合高分子或多分子集合

体体

实例蔗糖溶液、NaCI溶油水、石灰乳淀粉溶胶、Agl胶体

液

外观均一、透明不均一、不透明均一、透明

稳定性稳定不稳定介稳定

能否透过滤纸能不能能

能否透过半透能不能不能

膜

鉴别无丁达尔效应静置分层或沉淀丁达尔效应

四、胶体的性质和制备:

1、丁达尔现象：可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到明亮的光束。

2、电泳：胶粒细小而具有较大的表面积，能选择性的吸附胶体中的某种离子而

带有一定电荷。一般金属氧化物、氢氧化物胶体的微粒带正电荷，非金属氧化物

胶体、金属硫化物胶体、硅酸胶体、土壤胶体的微粒带负电荷。

3、聚沉：使胶体形成沉淀析出的现象称为聚沉。使胶体聚沉的常用方法有如下

三种：

加入电解质、搅拌和加热胶体、加入与胶粒带相反电荷的胶体。

4、渗析一胶体的净制：半透膜只允许粒子直径小于1nm的微粒通过，故可以通

过渗析法分离胶体和溶液。

常见考法

本知识常以选择题、填空题的形式考查某具体物质的性质、胶体的性质及应用、

胶体的制备。而物质的性质往往结合元素周期律以物质推断的形式来考查，考查

的知识范围广、内容跨度大、综合性强，是区分度极好的题目。

误区提醒

1.三种分散系的比较；

2.胶体粒子带电规律；

3.使胶体聚沉的方法。

【典型例题】

例1用特殊方法把固体物质加工到纳米级(1〜100nm,1nm=)的超细粉末粒

子，然后制得纳米材料。下列分散系中的分散质的微粒直径和这种粒子具有相同

的数量级的是

A.溶液B.悬浊液C.胶体D.乳浊液

分析：根据胶体粒子的直径范围1〜100nm解答此题。

答案：C

例2已知某盐在不同温度下的溶解度(见下表)，若把溶质的质量分数为22%

的该盐溶液由50℃逐渐冷却，则开始析出晶体的温度范围是

温度/℃010203040

溶解度/g11.515.119.424.437.6

A.0℃~10℃B.10℃~20℃C.20℃~30℃D.30℃-40℃

分析：晶体从溶液中析出时，必须满足在溶液中已经饱和，将该盐溶液降温，由

不饱和趋于饱和再析出晶体，在到达饱和时，该溶液的质量分数仍为22%,所

以此时该盐的溶解度为，对照表格中数据，，即该盐溶液降温至30°040℃间的

某温度时达到饱和，再降温会析出晶体。

答案：D

知识点：物质的组成和性质

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知识点难易度（中）

知识点总结

物质的组成和性质是在初中学习的基础上进一步的学习内容，主要包含：物质的

结构，物质的性质与变化（重点）。

「•单质______

厂存在形态土如氧元素

宏观组成一.化口物

-------•兀素一

-表示方法:元素符号G工

原子核;由，

।一中子

物质结构-L原子结

核外电子

r—原—元素符号

一表示方

-I原子结构示意图

不是电性

|匚相对质量:相对原子质量

I厂表示方法,化学式

分子L相对质量:相对分子质量

阳离子

L分类

阴离子

离子符号

1—离子

离子结构示意图

L■相对质量与相对原子质量同

二、物质的性质和变化:

四大基本反应类型化合：

分解：

置换：

复分解：

是否有离子参与反应（电离子反应：

解质在水溶液中）非离子反应：

是否有元素电子得失或氧化还原反应：

偏移（有升降价）非氧化还原反应：

热量的放出或吸收放热反应：

吸热反应：

常见考法

本知识主要是初高中衔接的知识点，他的考查主要基于初中化学、结合高中化学

所学习的元素化合物知识，因此熟记常见元素化合物的性质相当重要。主要考查

形式为：选择、填空、推断。

误区提醒

1.由分子构成的物质

(1)大多数非金属单质，如H2、。2、P4、S8、Ne、Ar等。

(2)非金属氧化物，如CC>2、S5、S02,NO、NO2等。

(3)非金属气态氢化物，如hl%、H2S.HCL也0等。

(4)酸类，如HNO3、H2so4、CH3cOOH等。

(5)大多数有机物，如CH4、C2H5OH、C6Hl2。6等。

(6)少数盐类和碱，如AIC*NH3-H2。等。

2.由原子直接构成的物质

(1)少数非金属单质，如金刚石、硅、硼等。

(2)少数化合物，如SiC)2、SiC等。

3.由离子构成的物质

(1)大多数盐类，如NaCI、NH4CI、KAI(SC)4)2等。

(2)一些低价金属氧化物，如Na?。、Na2O2,CaO等。

(3)强碱，KOH、Ca(OH)2>Ba(0H)2等。

(4)其它化合物，如CaC2、Mg3N2>NaH等。

【典型例题】

例1、下列叙述中，正确的是

A.棉花、羊毛都属于纤维素

B.生产水泥和普通玻璃的原料中都有石灰石

C.饱和硫酸镀溶液可以使蛋白质变性

D.煤的干储为物理变化

解析：A项棉花属于纤维素，而羊毛属于蛋白质；B项生产水泥的原料为石灰石

和粘土，生产普通玻璃的原料为石灰石、石英和纯碱；C项饱和硫酸镂溶液可以

使蛋白质盐析，盐析可逆而变性不可逆；D项煤的干储为化学变化。

答案：B

例2、加成反应是有机化合物的分子中双键上的碳原子与其他原子（或原子团）

直接结合生成新的化合物分子的反应。下列过程与加成反应无关的是

A.苯与溟水混合振荡，水层颜色变浅

B.裂化汽油与溟水混合振荡，水层颜色变浅

C.乙烯与水在一定条件下反应制取乙醇

D.乙烯与氯化氢在一定条件下反应制取纯净的一氯乙烷

解析：A项苯与溟水混合振荡，溟水中的溟被萃取到苯中去了，没有发生化学变

化；B项裂化汽油中含有烯成至，会与溟发生加成反应；C项乙烯与水在一定条件

下发生加成反应生成乙醇；D项乙烯与氯化氢的反应属于加成反应。

答案：A

例3、从海水中提取镁，最基本的方法是往海水里加碱，得到沉淀，将沉淀分离

出来后再加入盐酸把它变成；之后，经过滤、干燥、电解，即可得到金属镁。下

列对从海水中提取镁的有关说法中，正确的是

A.整个过程中没有涉及置换反应

B.往海水里加碱是指直接加入

C.电解溶液即可得到金属镁

D.电解时得到的镁蒸气应在氛围中冷却

解析：A项海水中提镁，涉及的化学反应有碳酸钙的分解反应、氧化钙和水的化

合反应、氢氧化钙和氯化镁的复分解反应和电解无水氯化镁的分解反应，整个过

程中没有涉及置换反应；B项往海水里加碱是指通过煨烧贝壳（主要成分为碳酸

钙）生成氧化钙，再在消化池中和水化合反应生成氢氧化钙，最后和海水混合;

C项电解溶液得到的是氢氧化镁、氯气和氢气，要得到镁必须电解无水氯化镁;

D项镁蒸气和可以反应，不能在氛围中冷却，应该在氢气氛围中冷却。

答案A。

知识点：物质的量浓度

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知识点难易度（难）

知识点总结

物质的量浓度是继溶质质量分数以后学习的一种溶液的混合程度的表示方法，主

要内容有：物质的量浓度的概念、单位和计算，质量分数、溶解度、物质的量浓

度的综合计算，一定物质的量浓度溶液的配制以及误差分析。重点在于物质的量

浓度与溶质质量分数的换算,一立和一定物质的量浓度溶液的配制以及误差

分析：

1、实验原理：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理

量，叫做溶质B的物质的量浓度。溶质B的物质的量浓度的数学表达式为：

2、实验仪器：容量瓶（注意规格）、托盘天平（固体配制溶液）或滴定管（用

浓溶液配制稀溶液）、量筒（用于量取溶剂）、烧杯（溶解）、玻璃棒（搅拌、

引流）、胶头滴管（用于定容）、药匙（溶质是固体时使用）。

3、实验步骤：计算、称量、溶解或稀释、转移、洗涤、转移、定容、摇匀。

4、误差分析：一般根据公式瞑判断，即分析实验操作对变量n和V的影

响。其他正常时，凡是使m或n增大的因素，则使c偏大，反之，使c偏小。

凡是使V增大的因素，则使c偏小，反之，使c偏大。例如：转移溶液后未洗

涤烧杯和玻璃棒，将使溶质损失，所以会使c偏低；定容摇匀后发现液面低于刻

度线，又补加少量蒸储水，将使得溶液的总体积偏大，也会使c偏低。

常见考法

本部分知识经常以选择、填空、实验探究、化学计算出现，考查的内容有：物质

的量浓度的计算、物质的量浓度与溶质质量分数的转化。配制一定物质的量浓度

的溶液则主要以实验探究的形式出现，可以考查基本操作、实验步骤、仪器的使

用以及误差分析

误区提醒

1、注意物质与其组成微粒的关系物质与其组成微粒的物质的量、物质的量浓度

之间的关系可以通过电离方程式进行分析。组成微粒的某量=对应物质的某量X

物质组成中该微粒的数目。

2、注意实验情景在计算溶液配制或溶液稀释等问题中溶液物质的量浓度时，一

要注意不能把水的体积当作溶液的体积；二是在配制溶液时，要注意容量瓶规格

与实际配制溶液体积的关系。

3、单位运算在概念理解及应用中，要注意各物理量的单位，一是各物理量的单

位要相互匹配；二是注意从单位运算入手，能简化解题思路，快捷求解。

4、容量瓶的使用六忌：

一忌用容量瓶进行溶解（体积不准确）

二忌直接往容量瓶倒液（洒到外面）

三忌加水超过刻度线（浓度偏低）

四忌读数仰视或俯视（仰视浓度偏低，俯视浓度偏高）

五忌不洗涤玻璃棒和烧杯（浓度偏低）

六忌标准液存放于容量瓶（容量瓶是量器，不是容器）

【典型例题】

例1、已知某饱和氯化钠溶液体积为VmL溶液密度为dg/cm3,质量分数为w%,

物质的量浓度为Cmol/L,溶液中含NaCI的质量为mg。

（1）用w表示在该温度下NaCI的溶解度是o

（2）用m、V表示溶液的物质的量浓度是o

（3）用w、d表示溶液的物质的量浓度是o

（4）用c、d表示溶液的质量分数是。

解析：本题没有给出具体数值，只给出抽象符号。解题关键是：一要准确把握饱

和溶液溶解度、质量分数的本质区别和相互联系，二要理解密度是质量分数与物

质的量浓度相互换算的桥梁。

（1）要求把饱和溶液的质量分数换算为溶解度：P

cW…100W

S=------x100=-------

100-W100-

（2）要求用颠*溶液中的溶质质量m来表示物质的量浓度：~

1

C=1000X—X--=17.1m/V

V58.5p

（3）要求把质量分数（W%）换算为物质的量浓度：，

_1000dxW%

C=~~5a5=17.1dW%

（4）要求把物质的量浓度换算为质量分数，实质是（3）小题的逆运算：*

知识点：物质的量

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知识点难易度（中）

知识点总结

本知识点是化学计量的基础，也是化学的基础语言之一，主要内容包含：物质的

量及其单位，

摩尔质量，阿伏加德罗常数，气体摩尔体积，阿伏伽德罗定律的内容及其推论。

这些内容在高考中考查“阿伏伽德罗定律的内容及其推论”的难度较大，是本节的

难点，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数。

这一规律称为阿伏加德罗定律。

PV=—KT

气体的温度、压强、体积、质量、摩尔质量之间存在以下关系：河，

由此可推知以下重要推论：

（1）同温同压下，同体积的任何气体的质量比等于它们的相对分子质量之比。

（2）同温同压下，任何气体的体积比等于它们的物质的量之比。

（3）同温同压下，相同质量的任何气体的体积比等于它们的相对分子质量的反

比。

（4）同温同压下，任何气体的密度比等于它们的相对分子质量之比。

（5）同温同容下，气体的压强比等于它们的物质的量之比。.

常见考法

本部分知识常见于选择题，考查的内容有：摩尔质量、阿佛加德罗常数、摩尔和

粒子及相对原子质量结合、气体摩尔体积、阿佛加德罗定律及其推论。

误区提醒

1、阿伏加德罗定律只适用气体，对固体、液体物质不适用。

2、只有温度、压强、体积都相同的气体，其分子数才相同。

3、气体摩尔体积是阿伏加德罗定律的具体体现。

4、使用摩尔作单位时，应该用化学式符号指明粒子种类,而不能用名称。否则，

概念模糊，意义不清。

【典型例题】

例1、下列有关摩尔质量的说法正确的是（）

A.水的摩尔质量是18g

B.2mol水的摩尔质量是1mol水摩尔质量的2倍

C.任何物质的摩尔质量都等于它的式量

D.水的摩尔质量是氢气摩尔质量的9倍

解析：准确掌握有关摩尔质量的相关概念。

答案：D

例2、下列说法不正确的是（）

A.64g氧气中含氧分子数为2NA

B.1.7g中所含的电子数为NA

C.49g硫酸中所含氧原子数为2NA

D.58.5g氯化钠中所含的离子数为NA

解析：要把物质的量的概念和微观粒子有机的结合起来。

答案：D

例3、在标准状况下，称量一个充满CL的容器质量为74.6g,若改充氮气，其

质量为66g,则容器的容积为()

A.11.2LB.5.6LC.4.48LD.2.24L

解析：从该题理解气体体积的特点和与摩尔的换算。

答案：C

例4、下列物质中含原子数最多的是()

A.6.4g02B.8.8gC02

C.O.lmolN2D.3.01x1022个H2O

解析：练习有关物质的量的相关换算。

答案：B

知识点：原电池原理及其应用

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知识点难易度(中)

知识点总结

本节知识主要讲解原电池的定义、原电池的构成条件以及正负极的判断。常见的

几种电池的特点及电极反应式。区别常见的金属腐蚀(化学腐蚀与化学腐蚀、析

氢腐蚀与吸氧腐蚀)，总结金属的防护方法，了解原电池的应用。

1、金属的腐蚀：化学腐蚀与电化腐蚀

化学腐蚀电化腐蚀

不纯金属或合金跟电解质溶液

条件金属跟、。等直接接触

CI22接触

现象无电流产生有微弱的电流

本质金属被氧化过程较活泼金属被氧化过程

备注两者同时发生,以电化腐蚀为主

2、析氢腐蚀和吸氧腐蚀

析氢腐蚀吸氧腐蚀

条件水膜酸性较强水膜酸性较弱或呈中性

负极反应Fe-2e=Fe2+Fe-2e'=Fe2+

正极反应-

2H++2e=H2T2H2O+O2+4e=40H

+2+2Fe+2H2O+O2=2Fe(OH)2

总反应Fe+2H=Fe+H2T

4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3

备注吸氧腐蚀为主

3、金属的防护方法：改变金属的内部组织结构；在金属表面覆盖保护层；电化

学保护法（牺牲阳极保护法）；外加电源法（将被保护的金属与电源的负极相连

接，由于电源的负极向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护）。

4、原电池原理的应用：制造各类电池；金属的腐蚀与防护；判断金属的活泼性；

加快反应速率。

常见考法

本知识点主要以选择题、填空题、探究题、计算的形式考查原电池的工作原理,

原电池中的电荷守恒，金属腐蚀与金属的防护结合来考察。另外会结合电解池形

成电池组，分析他们的反应以及产物的种类、数量等。

误区提醒

1、原电池工作原理相当于将氧化还原反应中电子转移定向移动形成电流，产生

电能，因此原电池的作用是将化学能转化为电能。

2、原电池中两极活泼性相差越大，电池产生的电流强度越大。

3、金属腐蚀快慢的判断方法：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀〉有

防腐措施的腐蚀；同一种金属的腐蚀：强电解质〉弱电解质〉非电解质。

【典型例题】

例、电子表所用的纽扣电池的两极材料为锌和氧化银，电解质溶液为KOH溶液，

其电极反应是：

Zn+20H-2e=ZnO+H2O

Ag2O+H2O+2e=2Ag+2OH-

电池的总反应式为：Ag2O+Zn=2Ag+ZnO,下列判断正确的是（）

A、锌为正极，Ag2。为负极

B、锌为负极，Ag2。为正极

C、原电池工作时，负极附近溶液的pH值减小

D、原电池工作时，负极附近溶液的pH值增大

解析：原电池的负极上发生氧化反应，所以锌为负极，根据题目给出的电极反应

式，负极的氧化反应要消耗0H,溶液的碱性减小，因此负极附近溶液的pH值

变小。

答案：BC

知识点：电解原理及其应用

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知识点难易度（中）

知识点总结

电解原理在工业生产中有着广泛的应用。对于比较活泼的金属，我们常用电解的

方法制取，还可以采用电解的方法对某些金属进行精炼提纯；也可以采用电解的

方法制取氢氧化钠、氢气和氯气等；为了增强美观，我们可以在金属或其他物品

表面镀上一薄层其他金属或合金，以增强金属的抗腐蚀能力——这就是电镀。

1、借助于电流在两极发生氧化还原反应的装置，叫电解池或电解槽。电解池就

是一种把电能转化为化学能的装置。

2、电解池的构成条件：直流电源、电极、电解质溶液或熔融的电解质，用导线

连接成闭合电路。电解池的电极名称及电极反应：电解池的两极由电极与电源正、

负极的联接情况直接判断。阴极：与电源的负极相连的电极；吸引溶液中的阳离

子、得电子、还原反应。阳极：与电源的正极相连的电极，吸引溶液中的阴离子、

失电子、氧化反应。

3、电解池的阴阳极的判断：①阴极：得电子，还原反应。电极本身不参加反应，

一定是电解质溶液中阳离子“争”得电子；②阳极：失电子，氧化反应。若为金属

（非惰性）电极，电极失电子；若为惰性电极，电解质溶液中阴离子“争”失电子

4、铜的电解精炼：应用电解原理，进行粗铜的提纯。

①粗铜作阳极，纯铜作阴极，用CuSCU溶液（含铜离子的电解质溶液）作电解液。

②电极反应：阴极：Cu2++2e=Cu阳极：Cu-2e=Cu2+

③比铜活泼的金属杂质——以阳离子形式进入溶液中；比铜不活泼的金属杂质

（金银等贵重金属）——形成阳极泥，沉积在阳极底部。

说明：电解精炼铜过程中CuS04溶液的浓度基本不变

电镀：若把阴极精铜棒换成铁棒，电解过程不变，但不是精炼铜了，而叫电镀铜。

①电镀：应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程。②电

镀材料的选择：阴极——镀件阳极——镀层金属电镀液——含有镀层金属离

子的溶液。③电镀过程的特点：牺牲阳极；电镀液的浓度（严格说是镀层金属离

子的浓度）保持不变；在电镀的条件下，水电离产生的H+、OH一般不放电。④

实例：在铁制品上镀铜：阳极——铜阴极——铁制品电镀液——CuSCU溶

液。

常见考法

本部分知识经常以选择、填空、计算等形式考查电解池的电极反应，电极产物的

量的计算，以及常见电解质的电解反应，三种电池的综合考查等。知识的难度较

大，计算的强度高，一定要记住两个守恒：电荷守恒、质量守恒。

误区提醒

1、电镀：镀层金属作阳极，待镀金属作阴极，含有镀层金属阳离子的盐溶液做

电解液就可以构成电镀装置。

2、金属做阳极本身失去电子，含有镀层金属阳离子的盐溶液做电解液，电镀之

后为使镀层稳固，还应放在钝化液中，控制一定条件使H+、0H—不参加反应。

3、电镀的结果是：阳极金属不断减少，阴极镀层金属不断增加，而电镀液中所

含金属离子的浓度保持不变。

4、电镀与电解一般区别为：①电镀时阳极为镀层金属，阳极参加反应，而电解

时阳极不一定参加反应；②电镀液中的金属阳离子与阳极金属相同，而电解时则

不一定相同；③电镀后电解液浓度不变，而电解时电解液浓度可能发生变化。

5、原电池、电解池和电镀池的判别：

（1）单池判断规律：若无外接电源则为原电池（符合原电池的构成原理），若

有外接电源且阳极材料与电解液中阳离子为同种元素则为电镀池，有外接电源符

合电解池的基本构造则为电解池；

（2）组合池判断规律：当多池组合时，若无外电源，则该组合中必有一池为原

电池，通常选择两极活泼性差异最大的池，若有外电源，则各池均为电解池（再

看是否有特殊构造以判断是否有电镀池）。

【典型例题】

例析：

1L0.1mol/L的AgNCh溶液在以银作阳极，铁作阴极的电解槽中电解，当阴极增

重2.16g时，下列判断正确的是（设电解按理论进行，溶液不蒸发）（）

A.溶液的浓度变为0.08mol/LB.阳极上产生112mL的氧气(标准状况)

C.转移的电子数是1.204x1022个口.反应中有0.02mol的Ag被氧化

解析：

依据电极和电解液可知该装置为电镀池，其电极反应为：阳极Ag—e=Ag'；

阴极：Ag^+e-=Ag；由此可知在电镀过程中溶液的浓度并没有发生改变，所以

选项A是不正确的；由于阳极上没有氧气生成，所以选项B也是错误的；在电

极反应中转移的电子的数目为：(2.16g/108g/mol)x6.02x1()23/mol=1.204x1022,

且有0.02mol的Ag失去电子.

答案：CD

知识点：沉淀溶解平衡

目录知识点总结常见考法误区提醒

知识点难易度(中)

知识点总结

本节所学为中学化学的四大平衡之一，其特征与化学平衡相似，化学平衡移动原

理对其同样适用。

1、溶解平衡的建立：在…定条件下，难溶电解质溶于水，当沉淀溶解的速率和

沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉

淀溶解平衡。

溶解平衡的特征：溶解平衡同样具有：逆、等、动、定、变等特征。

n+m-

溶解平衡的表达式：MmAnmM(aq)+nA(aq)；

沉淀溶解平衡常数：&=a)»卜［c(H")与

2、影响沉淀溶解平衡的内因：难溶电解质本身的性质。绝对不溶的电解质是没

有的。同是难溶电解质，溶解度差别也很大。

影响沉淀溶解平衡的外因：浓度、温度、同离子效应。

3、溶度积规则：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度暴之

乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。用符号Ksp表示。对于AmBn型

电解质来说，其溶度积的公式是：&=［。(/")门上(33)”］

4、沉淀的生成：可通过调节溶液的pH或加入某些沉淀剂实现。

沉淀的溶解：

(1)生成弱电解质。如生成弱酸、弱碱、水或微溶气体使沉淀溶解。

(2)发生氧化还原反应，即利用发生氧化还原反应降低电解质离子浓度的方法

使沉淀溶解。

(3)生成难电离的配离子，指利用络合反应降低电解质离子浓度的方法使沉淀

溶解。

5、沉淀的转化：沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。溶液中的沉淀反

应总是向着离子浓度减少的方向进行,简而言之，即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。

常见考法

常以选择题的形式考查溶解平衡的特征，溶解平衡的影响因素，溶度积常数与沉

淀的转化的关系，这些考题的切入点一般不难，细心计算是第一要务。

误区提醒

1、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。如将一块形状不规

则的NaCI固体放入NaCI饱和溶液中，一昼夜后观察发现，固体变为规则的立

方体，而质量却未发生变化。

2、沉淀的生成、溶解、转化本质上都是沉淀溶解平衡的移动问题。

【典型例题】

例、为了除去MgCL溶液中的FeCh，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是

()

A、NaOHB、Na2CO3C、氨水D、MgO

解析:

Fe(OH)3的溶解度小于Mg(OH)2的溶解度，从而可以使Fe(OH)3沉淀，而不致

使Mg2+转化为沉淀而析出。本题常规方法是加入化学物质直接与Fe3+反应形成

沉淀，但在这里却巧妙地利用了MgO消耗FeCb水解生成的HCI,促使FeCI3

水解成Fe(OH)3，同时Mg。转化成MgCL，不引入新杂质，即使MgO过量，

因为它不溶于水也不会引起二次污染。

答案：D

知识点：盐类水解

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知识点难易度（中）

知识点总结

盐类的水解是中学化学学习的又一重要内容。要理解盐类水解的实质与盐类水解

的条件，掌握盐类水解的条件以及盐类水解的规律的应用。

1、盐类水解实质为在溶液中盐电离出来的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子和水电

离出的H+或OH离子结合生成弱电解质，促进了水的电离；条件是在溶液中由

盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结

合生成弱电解质（弱酸或弱碱），破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起

氢离子或氢氧根离子浓度的变化。

盐类水解的特征：动态平衡；吸热反应；多元弱酸根离子分步水解，以第一步为

王。

盐类水解的规律：有弱才水解、无弱不水解、谁弱谁水解、谁强显谁性、越弱越

水解、都弱双水解。

盐类水解的方程式：CH3coONa+HQCH3coOH+NaOH

2、影响盐类水解的因素

影响盐类水解的内因：盐类本身的性质这是影场虚■类次解的内在因素。

影响盐类水解的外因：温度、浓度、外加酸碱盐。

常见考法

本知识常以选择题、填空题的形式考查盐类水解的实质、盐类水解的条件、盐类

水解的规律及其影响因素，考查形式有：判断溶液的酸碱性，比较溶液中离子浓

度的大小等。

误区提醒

盐类的水解是微弱的且可逆的，在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点:

（1）应用"”号表示;

（2）一般生成物中不出现沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不画“"T'；

(3)多元弱酸根的水解分步进行且步步难，以第一步水解为主。

【典型例题】

例2、把0.2mol/LNH4CI溶液与O.1mol/LNaOH溶液等体积混合后溶液中下列

粒子的物质的量浓度的关系正确的是()

++

A、c(NH4)=c(Na)=c(OH-)>c(NH3H2O)

++

B、c(NH4)=c(Na)>c(NH3H2O)>c(OH)

++

C、c(NH4)>c(Na)>c(OH-)>c(NH3-H2O)

++

D、c(NH4)>c(Na)>c(NH3-H2O)>c(OH)

解析：

此类型题目，若发生化学反应，优先考虑化学反应，通过化学反应各种离子浓度

能比较出来，则不必考虑水解和电离，因为弱电解质电离或盐的水解程度都很小,

对离子浓度，影响不大，若通过化学反应各种离子浓度大小比较不出来则再考虑

水解和弱电解质电离。此题中NH4CI和NaOH发生反应：

NH4CI+NaOH=NaCI+NH3H2ONH3H2O,同时NH4+有剩余。若不考虑

++

NH3H2。电离和NFV水解,<c(NH3H20)=c(NH4)=c(Na)=0.05mol/L,此时

考虑电离和水解：

其中①发生使溶液c(NHj)增大，②反应使溶液c(NH4+)减小，溶液c(NHj)是

增大还是减小，取决于两个反应哪一个为主要，根据经验规则可知，盐的水解和

弱电解质的电离，以电离为主，因此［NH4=增大，大于c(Na+),同样分别

c(NH3-H2。)应减少，小于c(Na+),溶液中c(OH-)来自NHTH2。电离，电离很微

++

弱,々OH)浓度很小，故粒子浓度顺序为C(NH4)>c(Na)>c(NH3H2O)>c(OH-),

选择D。

答案：D

知识点：水的电离和溶液的酸碱性

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知识点难易度(中)

知识点总结

在本知识中我们要学习水的电离及其影响因素、溶液pH值的测定及其计算、常

用的酸碱指示剂、中和滴定实验操作以及误差分析等。这些知识都是高考中的热

点，学习时要加倍重视。

1、水的电离方程式为H20+H20H3。++0田，通常简写为H20H++0H-；AH>0；

在25℃时，纯水中c(H+)=c(OHJ=1x10-7mol/Lo

水的离子积：在一定温度时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一个常数，称为水的离子

积常数，简称水的离子积。符号为Kw，他没有单位。计算方法为K=c(H+)-c(OH)o

在25c时，Kw=c(H+)-c(0H-)=1xi0-7x1x10-7=.10-14(无单位w)。

2、影响水的电离平衡的因素是温度以及外加的酸碱盐:温度越高电离程度越大；

向纯水中加酸、碱平衡向左移动，水的电离程度变小，但Kw不变；加入易水解

的盐：

3、溶液的pH：pH=-lgc(H+),c(H+)=10-pH,pOH=-lgc(OH"),c(OH")=10-pOH

常温下，pH+pOH=-lgc(H+)-lgc(OH")=-lgc(H+)c(OH')=14o

4、pH的测定方法：pH试纸、精密pH计都可以来测溶液的pH。

5、常用酸碱指示剂及其变色范围：酚酿、石蕊、甲基橙是三种常见的酸碱指示

剂。运用它们可以检测出溶液的酸碱性，也就是说指示剂只能测出溶液的pH的

范围，一般不能准确测定pH。

6、中和滴定

中和滴定原理误差分析：以一元酸和一元碱的中的滴定为例

C=4%

£一心

因Cy、Vw分别代表标准液浓度、所取待测液体积，均为定值，代入上式计算。

常见考法

“水的电离”这一平衡体系在本章占有非常重要的地位，它贯穿在整个水溶液体系

中。对于它往往结合弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡来考察,知识跨度大，

考察的广度深。

主要考查方式有：

1、纯水、酸、碱溶液中的c(OH}c(H+)的相对大小关系；

2、溶液的酸碱性(用c(H+)或c(OH-)都可以表示溶液的酸碱性)；

3、溶液的酸碱性与pH(可以用pH表示溶液的酸碱性强弱)。

误区提醒

1、酸碱溶液用水稀释:

强酸溶液每稀释10。倍，c（H+）减小为原来的，pH/pHfe+n:

强碱溶液每稀释ICT倍，c（OH）减小为原来的，pHM=pHs-n;

强酸或强碱溶液无限稀释时，由于水的电离平衡不能忽略，故pH只能接近于7

（或约等于7）,如pH=6的HCI溶液稀释100倍，混合液pHW（不能大于7）；

pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液p+7（不能小于7）。

弱酸溶液每稀释10。倍c（H+）减小的程度比强酸小，pH祐原+n；

弱碱溶液每稀释10。倍c（OH一）减小的程度比强碱小，pH户pH原一n；

【典型例题】

例：pH=2的HCI溶液和pH=6的H2sCU溶液等体积混合后，pH是多少？

解析：pH=2的HCI中，c（H+）=1x10-2mol/L,

pH=6的H2s。4中,c（H+）=1xW6mol/L,

c（H*/=mol/L«5x10-3mol/L,

pH=-lg5x10_3=lg=2+lg2=2.3

或：应用近似规律计算：pH；产pH小+63=2+0.3=2.3

答案:pH=2.3

知识点：弱电解质的电离平衡

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知识点难易度（中）

知识点总结

本知识主要从溶液的导电性和导电能力入手学习弱电解质的电离平衡，电离平衡

的建立：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离

子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。

电离平衡也是一个动态平衡，电离平衡的移动主要决定于本身，但受外界条件的

影响，也存在电离度和电离常数。电离度：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时.，

溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括己电离的和未电离的）的

百分数。

已电离的弱电解质分子数xioo%=n-tt*Lt

表达式：电离度(G=x100%=-*X100%

溶洒中原有电解质分超nec言

电离常数：与化学平衡常数相似，在弱电解质溶液中也存在着电离平衡常数，叫做电离常数。

弱电解质在一定条件下达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度不再变化。

对于一般的电离平衡：A=pCq++qD»，应-有K----C--7-(C<<1+)•c0(A)/

c(A)

若电离平衡简化为：+应有K=C(H

常见考法

本知识主要以选择题的形式考查强弱电解质的区别、弱电解质的电离平衡、电离

度的计算、电离常数的应用，这些知识对于计算的要求较高，注意计算时的单位

与数量级。

误区提醒

1、电离度表示不同弱电解质在水溶液中电离程度，在相同条件下用电离度表示

比较弱电解质的相对强弱。

2、电离常数只与温度有关，能用来计算弱酸溶液中的H+的浓度及比较弱酸酸性

的相对强弱。

3、电离平衡的影响因素：

①浓度：弱电解质溶液中，水越多，浓度越稀，则弱电解质的电离程度越大。

②温度：电离过程需吸收能量，所以升高温度，电离程度增加。

③同离子效应：若向弱电解质溶液中加入与弱电解质相同的离子，则会使平衡左

移，弱电解质的电离程度减小。

④离子反应效应：若向弱电解质溶液中加入能与弱电解质的离子结合的离子，则

会使平衡右移，弱电解质的电离程度变大。

【典型例题】

例析：

常温下0.1mol，l_T醋酸溶液的pH=a,下列能使溶液pH=(a+1)的措施是()

A.将溶液稀释到原体积的10倍B,加入适量的醋酸钠固体

C.加入等体积0.2mobl_T盐酸D.提高溶液的温度

解析：

醋酸是弱酸，电离方程式是CH3co0HH++CH3coeT,故稀释10倍，pH增

加不到一个单位，A项错误；加入适量的醋酸钠固体，抑制醋酸的电离，使其

pH增大，可以使其pH由a变成(a+1),B项正确；加入等体积0.2mol-l_T盐

酸，虽然抑制醋酸的电离，但增大了c(H+),溶液的pH减少；C项错误；提高

溶液的温度，促进了醋酸的电离，c(H+)增大，溶液的pH减少；D项错误。

此题涉及弱电解质的电离平衡移动，切入点都是比较常规的设问，但学生易错选。

答案：B

知识点：化学反应进行的方向

目录知识点总结常见考法误区提醒

知识点难易度(中)

知识点总结

1、焙变和嫡变的不同:

焰变(△!■!)指的是内能的变化值，常以热的形式表现出来。

婚变MS)指的是体系的混乱程度。S(g)>S(l)>S(s)

2、自发反应与否的判断依据

△H-TAS

△H-TAS>0逆反应自发反应

常见考法

本知识是热化学的知识内容，主要以选择题的形式考查化学反应的自发性，就会

涉及到焰变、嫡变的计算，知识易于理解，考查的难度不大。

误区提醒

1、在判断反应的方向时，应同时考虑焰变和嫡变这两个因素。

2、在温度、压强一定的条件下，焰因素和嫡因素共同决定一个化学反应的方向。

放热反应的焰变小于零，嫡增加反应的病变大于零，都对DH—TDS

3、当焰变和嫡变的作用相反时，如果二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导

地位。焙变对反应的方向起决定性作用，△H-TAS

4、当焰变和嫡变的作用相反，且相差不大时，温度有可能对反应进行的方向起

决定性作用，使TaS的值大于AH值，反应能够自发进行。

知识点：化学平衡及化学反应限度

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知识点难易度（中）

知识点总结

本节主要讲解可逆反应的概念、化学平衡的建立与特征、化学平衡的因素以及平

衡移动原理等知识。知识特点是：纯理论知识难以理解，学习时要注意理论联系

实际。

可逆反应：同一条件下能同时向正、逆两个方向进行的反应，可逆反应的规律是

化学平衡研究的对象;在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，

反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态就是化学平衡状态；其特征为“逆、

等、动、定、变、同”即是指：研究对象是可逆反应、正、逆反应速率相等、动

态平衡、反应混合物各成分百分含量保持一定、外界条件改变，平衡发生移动将

建立新条件下的化学平衡、平衡的建立与反应途径无关。

平衡移动原理又称勒夏特列原理，该原理适用于很多平衡体系：如溶解平衡、电

离平衡、水解平衡、络合平衡。

对某一可逆反应，在一定温度下,无论反应物的起始浓度如何，反应达到平衡状

态后，反应物与生成物浓度系数次方的比是•个常数，称为化学平衡常数,用K

表示。

对于下列可逆反应：aA+bBcC+oD,则有：----°⑷°⑻

其中c为各组分的平衡浓度。

K值越大，反应进行越完全（即程度越大）；

K值越小，反应进行越不完全（即程度越小）；

常见考法

化学平衡常数题型的考查是前儿年高考中的一种常见题型，由此看出这类题将是

近几年高考中的热点。

1.判断化学反应进行的程度；

2.计算平衡时各种组分及转化率；

3.预测平衡移动的方向。

误区提醒

1、结合化学平衡状态的某些特征判断是否达到平衡状态；

2、化学平衡的计算综合性较强，往往将反应速率、平均相对分子质量、浓度、

压强、转化率、百分含量等相互渗透在一起进行分析计算，具有一定的难度。一

般步骤：①写出化学方程式；②在对应物质的下方标明c(起始)、c(平衡)、

△c；③进行计算。

3、减弱的含义：平衡移动的方向就是能够减弱外界条件改变的方向；平衡移动

的结果只是减弱了外界条件的变化而不能完全抵消外界条件的变化量。

【典型例题】

例析.加热A2B5气体按下式分解：

A2B5(g)^A2B3(g)+B2(g)①

A2B3(g)_A2B(g)+B2(g)②

在容积为2L的密闭