第二章化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

课标要求

1、掌握化学反应速率的含义及其计算

2、了解测定化学反应速率的实验方法

要点精讲

1、化学反应速率

（1）化学反应速率的概念

化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

（2）化学反应速率的表示方法

对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。

某一物质A的化学反应速率的表达式为：

式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L^-1。

——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。

υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L^-1·s^-1，mol·L^-1·s^-1等。

（3）化学反应速率的计算规律

①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系

同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

②化学反应速率的计算规律

同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

（4）化学反应速率的特点

①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。

小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。通常是通过增大该物质的表

面积（如粉碎成细小颗粒、 充分搅拌、 振荡等）来加快反应速率。

③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。

2、化学反应速率的测量

（1）基本思路

化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质（包括反应物和生成物），所以与其中任何一种化学物质的浓度（或质量）相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。

（2）测定方法

①直接可观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。

②依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。

③在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。

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准确表达化学反应进行的快慢，就必须建立一套方法：确定起点，确定反应时间的单位，找到易于测量的某种量或性质的变化。

二、影响化学反应速率的因素

课标要求

1、了解影响反应速率的主要因素

2、掌握外界条件对反应速率的影响规律

要点精讲

1、           发生化学反应的前提——有效碰撞理论

（1）有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

化学反应发生的先决条件是反应物分子之间必须发生碰撞。

反应物分子之间的碰撞只有少数碰撞能导致化学反应的发生，多数碰撞并不能导致反应的发生，是无效碰撞。碰撞的频率越高，则化学反应速率就越大。

（2）活化能和活化分子

①活化分子：在化学反应中，能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。

活化分子之间之所以能够发生有效碰撞，是由于它们的能量高，发生碰撞时，能够克服相撞分子之间的排斥力，破坏分子内部原子之间的“结合力” ，从而导致反应物分子破坏，重新组合成生成物分子，发生化学反应。

②活化能：活化分子所多出的那部分能量（或普通分子转化成活化分子所需的最低能量）。

③活化能与化学反应速率：活化分子数目的多少决定了有效碰撞发生的次数。在分子数确定时，活化分子百分数增大，有效碰撞的次数增多，反应速率加快。

2、           决定化学反应速率的内部因素

不同的化学反应具有不同的反应速率，影响反应速率的主要因素是内因，即参加反应的物质本身的性质。

内因：参加反应的物质的性质和反应的历程，是决定化学反应速率的主要因素。

3、          影响化学反应速率的外部因素

当物质确定时 （即内因固定），在同一反应中，影响反应速率的因素是外因，即外界条件，主要有温度、浓度、压强、催化剂等。

（1）     浓度对化学反应速率的影响

①规律：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以加快反应速率；减小反应物的浓度，可以减慢化学反应的速率。

②理论解释：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，即单位体积内的活化分子数与反应物的浓度成正比。

（2）     压强对反应速率的影响

①       影响对象： 压强只影响有气体参与的反应的反应速率对于没有气体参与的反应，压强对它的反应速率没有任何影响。

注：压强影响，只适用于讨论有气体参加的反应，当然并不一定参加反应的物质全部是气体，只要有气体参与，压强即会影响反应的反应速率。

②       规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。

③       理论解释：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，是增大了浓度 单位体积内活化分子数增多 有效碰撞次数增多 化学反应速率增大。因此，增大压强，可以增大化学反应速率。

（3）              温度对反应速率的影响

①规律：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。

②理论解释：温度是分子平均动能的反映，温度升高，使得整个体系中分子的能量升高，分子运动速率加快。

（4）              催化剂对反应速率的影响

①规律：催化剂可以改变化学反应的速率。在不加说明时，催化剂一般指使反应速率加快的正催化剂。

②催化剂影响化学反应速率的原因：在其他条件不变时， 使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。同一催化剂能同等程度地改变正、逆反应的速率。

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反应物的性质是影响反应速率的内在因素。外界因素对反应速率的影响用有效碰撞理论解释。

三、化学平衡

课标要求

（1）了解化学平衡状态的建立，理解化学平衡的特点

（2）外界条件（浓度、温度、压强等）对化学平衡的影响

要点精讲

1、化学平衡状态

（1）溶解平衡状态的建立：当溶液中固体溶质溶解和溶液中溶质分子聚集到固体表面的结晶过程的速率相等时，饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变，达到溶解平衡。溶解平衡是一种动态平衡状态。

小贴士：：①固体溶解过程中，固体的溶解和溶质分子回到固体溶质表面这两个过程一直存在，只不过二者速率不同，在宏观上表现为固体溶质的减少。当固体全部溶解后仍未达到饱和时，这两个过程都不存在了。

②当溶液达到饱和后，溶液中的固体溶解和溶液中的溶质回到固体表面的结晶过程一直在进行，并且两个过程的速率相等，宏观上饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变，达到溶解平衡状态。

（2）可逆反应与不可逆反应

①可逆反应：在同一条件下，同时向正、 反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。

前提：反应物和产物必须同时存在于同一反应体系中，而且在相同条件下，正、逆反应都能自动进行。

②不可逆反应：在一定条件下，几乎只能向一定方向（向生成物方向）进行的反应。

（3）化学平衡状态的概念：化学平衡状态指的是在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。

理解化学平衡状态应注意以下三点：

①前提是“一定条件下的可逆反应” ，“一定条件” 通常是指一定的温度和压强。

②实质是“正反应速率和逆反应速率相等” ，由于速率受外界条件的影响，所以速率相等基于外界条件不变。

③标志是“反应混合物中各组分的浓度保持不变” 。浓度没有变化，并不是各种物质的浓度相同。对于一种物质来说，由于单位时间内的生成量与消耗量相等，就表现出物质的多少

不再随时间的改变而改变。

2、化学平衡移动

可逆反应的平衡状态是在一定外界条件下（浓度、温度、压强）建立起来的，当外界条件发生变化时，就会影响到化学反应速率，当正反应速率不再等于逆反应速率时，原平衡状态被破坏，并在新条件下建立起新的平衡。此过程可表示为：

（1）化学平衡移动：可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程。

（2）化学平衡移动的原因：反应条件的改变，使正、逆反。应速率发生变化，并且正、逆反应速率的改变程度不同，导致正、逆反应速率不相等，平衡受到破坏，平衡混合物中各组分的含量发生相应的变化。

①若外界条件改变，引起υ_正>ν_逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动，各组分的含量发生变化；

②若外界条件改变，引起υ_正<ν_逆时，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动，各组分的含量发生变化；

③若外界条件改变，引起υ_正和ν_逆都发生变化，如果υ_正和ν_逆仍保持相等，化学平衡就没有发生移动，各组分的含量从保持一定到条件改变时含量没有变化。

（3）浓度对化学平衡的影响

在其他条件不变的情况下：

增大反应物的浓度，平衡向正反应方向移动，使反应物的浓度降低；

减小产物的浓度，平衡向正反应方向移动，使产物的浓度增大；

增大产物的浓度，平衡向逆反应方向移动，使产物的浓度降低；

减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动，使反应物的浓度增大。

（4）压强对化学平衡的影响

在其他条件不变的情况下，对于有气体参加或者生成的反应，增大压强，会使气体的浓度增大相同的倍数，正、逆反应速率都增加，化学平衡向着气体体积缩小的反应方向移动；

减小压强，会使气体的浓度减小相同的倍数，正、逆反应速率都减小，会使化学平衡向着气体体积增大的反应方向移动。

（5）温度对化学平衡的影响

在其他条件不变的情况下，温度升高，化学平衡向着吸热反应方向移动；温度降低，化学平衡向着放热反应方向移动。

(6)催化剂对化学平衡的影响

使用催化剂不影响化学平衡的移动。由于催化剂可以改变化学反应速率，而且对于可逆反应来说，催化剂对正反应速率与逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但应注意，虽然催化剂不使化学平衡移动，但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间。

(7)勒夏特列原理

①原理内容：如果改变影响平衡的一个条件 （如温度、压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

外界条件对化学平衡的影响见下表。

②适用范围：勒夏特列原理适用于已达平衡的体系（如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等）。勒夏特列原理不适用于未达平衡的体系。

3、化学平衡常数

（1）概念

在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数，这个常数叫做化学平衡常数，简称平衡常数。用符号K示。

对于一般可逆反应：mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g),在一定温度下               ===K，K为常数，只要温度不变，对于一个具体的可逆反应就对应一个具体的常数值。

（2）平衡表达式K的意义

①判断可逆反应进行的方向

②表示可逆反应进行的程度

（3）平衡转化率

含义：平衡转化率是指用平衡时已转化了的某反应物的量与反应前（初始时） 该反应物的量之比来表示反应在该条件下的最大限度。

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在化学平衡概念的基础上，从化学反应限度的定量描述和外界条件对化学平衡的影响两个方面进一步学习了化学平衡的知识。

四、化学反应进行的方向

课标要求

1、了解焓变、熵变与反应方向的关系

2、掌握焓变和熵变一起决定反应的方向

要点精讲

化学反应的方向

（1）自发过程和自发反应

自发过程： 在一定条件下不借助外部力量就能自动进行的过程。

自发反应：在一定的条件（如温度、 压强）下，一个反应可以自发进行到显著程度，就称自发反应。

非自发反应：不能自发地进行，必须借助某种外力才能进行的反应。

自发反应一定属于自发过程。

（2）自发反应的能量判据

自发反应的体系总是趋向于高能状态转变为低能状态 （这时体系往往会对外做功或释放热量），这一经验规律就是能量判断依据。

注：反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一的因素，并且自发反应与反应的吸放热现象没有必然的关系。

（3）自发反应的熵判据

①熵的含义：在密闭的条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向，这种推动体系变化的因素称作熵。熵用来描述体系的混乱度，符号为S。熵值越大，体系的混乱度越大。

注：自发的过程是熵增加的过程。熵增加的过程与能量状态的高低无关。熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一的因素。

②熵增加原理：自发过程的体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这一经验规律叫做熵增加原理，也是反应方向判断的熵依据。与有序体系相比，无序体系“更加稳定” 。

③反应的熵变

化学反应存在着熵变。反应的熵变（ 杂）为反应产物总熵与反应物总熵之差。对于确定的化学反应，在一定条件下具有确定的熵变。

常见的熵增加的化学反应：产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，熵变的数值

通常都是正值，为熵增加反应。

常见的熵减少的化学反应：有些熵减小的反应即 杂 约 园 的反应在一定条件下也可以

自发进行，如铝热反应。

（4）自发反应的复合判据

化学反应方向的复合判据在温度、压强一定的条件下，化学反应的方向是反应的焓变和熵变共同影响的结果，反应方向的判据为：

 

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化学反应的方向由反应体系的某些物理量决定。等温、等压条件下，化学反应的方向由反应焓变与反应熵变共同决定。

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第二篇：高中化学选修4《化学反应原理》知识点总结

《化学反应原理》知识点总结

第一章：化学反应与能量变化

1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)

2、反应热与物质能量的关系

3、反应热与键能的关系

△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和

4、常见的吸热、放热反应

⑴常见的放热反应：

①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应⑤铝热反应

⑵常见的吸热反应

①多数的分解反应 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O ③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C2 CO

5、反应条件与吸热、放热的关系：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。

6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：

①放热反应△H为“-”，吸热反应△H为“+”，△H的单位为kJ/mol

②反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H的测定条件；绝大多数化学反应的△H是在298K、101Pa下测定的，可不注明温度和压强。

③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。

7、利用盖斯定律进行简单的计算

8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子

⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子

（放电顺序：I->Br->Cl->OH-）

阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子

（放电顺序：Ag+>Cu2+>H+）

注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子来表示

②电解反应的总方程式要注明“通电”

③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示 ⑵原电池：负极：负极本身失电子，M→Mn+ +ne-

① 溶液中阳离子得电子 Nm++me-→N

正极： 2H++2e-→H2↑

②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH- （即发生吸氧腐蚀）

书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。

9、电解原理的应用：

⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl2)。

阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaOH。现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。 ⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液

⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液。

10、化学电源

⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；

再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液）

O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）

⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极与电源的正极相连，做阳极），

11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-

12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极

钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。负极：2Fe→2Fe 2++4e- 正极：O2+4e-+2H2O→4OH- 总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2

第二章：化学反应的方向、限度和速度

1、反应方向的判断依据：△H-T△S<0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态

△H-T△S>0反应不能自发。该判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3

2、化学平衡常数：

①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。②纯固体或纯溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式

③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。对于给定的化学反应，正逆反应的平衡常数互为倒数

④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。温度升高，化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关。

3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆 ②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变 ③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器

4、惰性气体对化学平衡的影响

⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响

⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动

⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动

5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加

入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。 ②恒温恒容，△vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。

⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。

6、充气问题：以aA(g)+bB(g)cC(g)

⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低

⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡

⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡 化学反应速率: 速率的计算和比较；浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）； V-t图的分析

第三章 物质在水溶液中的行为

1、强弱电解质：

⑴强电解质：完全电离，其溶液中无溶质分子，电离方程式用“＝”，且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质。

⑵弱电解质：部分电离，其溶液中存在溶质分子，电离方程式用“”，多元弱酸的电离方程式分步写，其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质。

⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱，其余为弱碱；

常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸，其余为弱酸；

注意：强酸的酸式盐的电离一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式盐要分步写，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3- CO32- +H+

2、电离平衡

⑴ 电离平衡是平衡的一种，遵循平衡的一般规律。温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质，都会引起平衡的移动

⑵ 电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力，一定温度下，电离常数越大，弱电解质的电离程度越大。Ka或Kb是平衡常数的一种，与化学平衡常数一样，只受温度影响。温度升高，电离常数增大。

3、水的电离：

⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动。 ⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常数，称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数，只受温度影响，而与H+或OH-浓度无关。

⑶ 溶液的酸碱性是H+与OH- 浓度的相对大小，与某一数值无直接关系。

⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时，用pH表示。

无论是单一溶液还是溶液混合后求pH，都遵循同一原则：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈碱性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。

⑸向水中加入酸或碱，均抑制水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但

c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水电离的c(H+)=10-13mol/L，此时溶液可能为强酸性，也可能为强

碱性，即室温下，pH=1或13

向水中加入水解的盐，促进水的电离，使水电离的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L，此时溶液为酸性，即室温下，pH=5，可能为强酸弱碱盐溶液。

4、盐的水解

⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解。本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质，使H+或OH-的浓度减小，从而促进水的电离。

⑵影响因素：①温度：升温促进水解 ②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应

⑷水解方程式的书写：

①单个离子的水解：一般很微弱，用，产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写

②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底，生成气体、沉淀，用＝，标出“↑”“↓”。

Ⅱ部分水解，无沉淀、气体，用，产物不标“↑”“↓”；

⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性 ②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小 ③判断离子共存 ④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断，如AlCl3溶液 ⑤某些盐溶液的保存与配制，如FeCl3溶液 ⑥某些胶体的制备，如Fe(OH)3胶体 ⑦解释生产、生活中的一些化学现象，如明矾净水、化肥的施用等。（解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果）

5、沉淀溶解平衡：

⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。

①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动，不改变Ksp。②对于阴阳离子个数比相同的电解质，Ksp越大，电解质在水中的溶解能力越强。

⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀与溶解处于平衡状态；Q<Ksp，沉淀溶解。

⑶ 一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀。如锅垢中Mg(OH)2的生成，工业中重金属离子的除去。

6、离子反应：

⑴ 与量有关的离子方程式的书写：设量少的物质物质的量为1mol，与另一过量的物质充分反应。

⑵ 离子共存推断题解答时应注意：①判断一种离子存在后，一定注意与之不共存的离子一定不存在；②前面加入的试剂对后面的鉴定是否有影响。

⑶ 离子（或物质）检验的一般步骤：取少量——加试剂——观现象——定结论。