【正文】 （在金屬表面生成致密的氧化物薄膜，阻止里面的金屬繼續(xù)被氧化。如 ： 10Al + 3V2O5 5Al2O3 + 6V 8Al + 3Fe3O4 4Al2O3 + 9Fe （ 3）利用勒夏特列原理的金屬置換金屬 金屬置換非金屬 （ 1）金屬與 水反應(yīng)置換出 H2 2Na + 2H2O == 2Na+ + 2OH— + H2↑ （非常活潑的金屬在常溫下與 H2O 反應(yīng)） Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2↑ （活潑金屬與 H2O 在加熱時明顯反應(yīng)） 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2↑（中等活潑金屬與 H2O 在高溫條件下反應(yīng)生成金屬氧化物和 H2） （ 2）金屬與非氧化性酸反應(yīng)置換出 H2 2Al + 6H+ == 2Al3+ + 3H2↑ Fe + 2H+ == Fe2+ + H2↑ Zn + 2CH3COOH == Zn2+ + 2CH3COO— + H2↑ 非金屬置換非金屬 （ 1）非金屬單質(zhì)作氧化劑的 如 ： I2 + S2— == 2I— + S↓ 2F2 + 2H2O == 4HF + O2 2FeBr2 + 3Cl2 == 2FeCl3 + 2Br2 2FeI2 + 3Br2 == 2FeBr3 + 2I2 （ Cl2 過量 ） （ Br2 過量 ） [6FeBr2 + 3Cl2 == 2FeCl3 + 4FeBr3] FeI2 + Br2 == FeBr2 + I2 （ Cl2 少量 ） （ Br2 少量 ） 說明 ： 還原性強弱順序是 ： I— Fe2+ Br— ， 故 Cl2 先氧化 I— ， 再氧化 Fe2+， 最后氧化 Br— 。 例如，我國古代西漢時期劉安所著的《淮南萬畢術(shù)》記載的“曾青得鐵則化為銅”，是濕法冶煉金屬的先驅(qū)，其反應(yīng)原理是： Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu 3．不活潑金屬的冶煉 金、銀、鉑等不活潑金屬在自然界有少量以游離態(tài)形式存在，可直接采用物理方法（如淘金等），而汞等不活潑金屬可用還原劑還原法或熱分解法冶煉。一般情況下，活動性超過 Zn 的氧化物難以被焦炭還原。 重慶墊江師范進修學(xué)校 李昌德 2020 決戰(zhàn)高考專題系列 第 16 頁 共 33 頁 2．中等活潑金屬的冶煉 （ 1）火法冶煉 —— 對于鋅、鐵、鎢、銅等中等活潑金屬，工業(yè)上常采用焦炭、 CO、 H Al 粉等還原劑，在高溫下還原它們的氧化物的方法冶煉。例如： 2NaCl(熔融 ) 2Na + Cl2↑ MgCl2(熔融 ) Mg + Cl2↑ 2Al2O3(熔融 ) 4Al + 3O2↑ ① 液態(tài)冰晶石 (Na3AlF6)作為助熔劑，使熔點高達 2020℃多度的 Al2O3在 1000℃多度就熔化； ② 用石墨棒作為電極，其陽極材料被高溫下產(chǎn)生的 O2 氧化而消耗，所以在電解過程中要定期補充 Al2O3和陽極碳棒； ③ 這里不采用電解熔融 AlCl3，是因為 AlCl3 是共價化合物，其熔融態(tài)不導(dǎo)電；而 Al2O3 是離子化合物，其熔融態(tài)時能電離產(chǎn)生自由移動的 Al3+和 O2— 導(dǎo)電。 9．食品污染 —— 指蔬菜、糧食、副食品等在生產(chǎn)、貯存、運輸、加工的過程中，農(nóng)藥、化肥、激素、防腐劑（苯甲酸及其鈉鹽等）、色素、增白劑（“吊白塊”、大蘇打、漂粉精）、調(diào)味劑等，以及轉(zhuǎn)基因技術(shù)的不恰當使用所造成的污染。 7．汽車尾氣 —— 主要是由汽油不完全燃燒產(chǎn)生的 CO、氣態(tài)烴等以及氣缸中的空氣在放電條件下產(chǎn)生的氮的氧化物等，它是城市大氣污染或造成光化學(xué)煙霧的主要原因。 6．酸雨 —— 空氣中硫、氮的氧化物在氧氣和水的共同作用下形成酸霧隨雨水下降，其 pH 通常小于 。 4．赤潮 —— 海水富營養(yǎng)化（含 N、 P、 K 等污水的任意排放）污染，使海藻大量繁殖，水質(zhì)惡化。 3．光化學(xué)煙霧 —— 空氣中的污染性氣體氮的氧化物在紫外線照射下，發(fā)生一系列光化學(xué)反應(yīng)而生成有毒的光化學(xué)煙霧。 二十三．環(huán)境污染 1．臭氧層空洞 —— 大氣平流層中的臭氧層被氟里昂等氟氯烴的破壞而減少或消失，使地球生物遭 受紫外線的傷害。 （相當于鹽的水解） 3．羧酸衍生物的水解 （ 1）乙酰氯的水解 （ 2）乙酸酐的水解 （ 3）酯的水解 （ 4）酰胺的水解 ☆規(guī)律： 此類水解分別是酰鹵鍵、酰氧鍵、酰胺鍵斷裂，與水中的氫原子和羥基進行交換成分，并都得到了羧酸。如 此類反應(yīng)的機理是：化合物中離子鍵斷裂，水電離成 H+和 OH— ，產(chǎn)物是金屬的氫氧化物和二元非金屬氫化物（或 H2）。 4．非鹽型離子化合物的水解 這類水解主要是指活潑金屬的氫化物、氮化物、磷化物、碳化物等的水解。多元弱堿的陽離子的水解也應(yīng)該是分步水解的，但在中學(xué)階段，為了簡單起見，只要求寫出陽離了水解的總的離子方程式。如：Al2S3 + 6H2O == 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑；有的雙水解的產(chǎn)物均易溶于水，不能從反應(yīng)的體系中脫離出來，則水解不是很徹底，仍用“ ”表示，如常見化肥碳銨的水解： 這就是為什么干燥的碳銨聞不到氣味，而潮濕碳銨的氣味刺鼻刺眼的原因。 H2O、 H2CO3等，而不寫成 NH CO2 等）；不標“↓”或“↑”。水解反應(yīng)與中和反應(yīng)是互為可逆反應(yīng)，如： 鹽 + 水 酸 酸 + 堿；△ H 0 弱堿陽離子 + H2O 弱堿 + H+ 溶液呈酸性 弱酸陰離子 + H2O 弱酸或酸式弱酸根陰離子 + OH— 溶液呈堿性 ☆ 基本規(guī)律： （ 1）“無弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，酸弱呈堿性，堿弱呈酸性 [誰強顯誰性 ]。 3． 鹽類的水解。如： 該反應(yīng)機理較復(fù)雜，簡單 地說，由于 NCl3 中 N 的非金屬較強，故先水解生成 NH3 和 HClO，而 HClO 具有強氧化性，再將 NH3 氧化成 N2，而自身部分被還原成 Cl— 。如： ☆ 規(guī)律： 一般是分子中核電荷數(shù)較大的鹵原子（非金屬性較弱的）生成含氧酸根離子，而核電荷數(shù)較小的鹵原子（非金屬性較強的）則形成簡單鹵離子或 HF。 二十二、水解反應(yīng)面面觀 所謂水解反應(yīng)，即物質(zhì)跟水發(fā)生的相互交換成分的反應(yīng)，用通式可表示為： 反應(yīng)的機理可簡單地認為是：共價鍵（ X— Y鍵， H— O 鍵）斷裂（一般情況下，每個水分子中只有一個 H— O 鍵斷裂）， 再按異電相吸原則，重新形成新鍵即得產(chǎn)物，至于離子鍵則視為共價鍵的極限情形（一極為非極性鍵，另一極為離子鍵）。如在 Na2S 溶液中： 實質(zhì)： n(OH— ) == 溶液中自由 H+物質(zhì)的量與 S2— 結(jié)合水電離的 H+物質(zhì)的量之和 重慶墊江師范進修學(xué)校 李昌德 2020 決戰(zhàn)高考專題系列 第 13 頁 共 33 頁 表達形式： c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S) ★ 該關(guān)系式可由電荷守恒式和物料守恒式代數(shù)變換得到。 表達形式 ： c(Na+) + c(H+) = 2c(S2— ) + c(HS— ) + c(OH — ) （ 2） 物料守恒 關(guān)系 —— 指不論鹽中的哪種離子水解成多少種形式，它所含的一些元素原子的總物質(zhì)的量之比一定符合它的化學(xué)式中的計量數(shù)比。例如 Na2S 溶液中含有 Na+、 HS、 OH、 H+、 S2— 、H2S，其濃度關(guān)系為： （ 1） 電荷守恒 關(guān)系 —— 指任何電解質(zhì)溶液在整體上不顯電性，即溶液中所有陽離子帶的正電總量與所有陰離子帶的負電總量相等。如 Na3PO4溶液中 ， c(Na+) 3 c(PO43— )。如配制 FeCl3溶液時，一般先將 FeCl3 溶解在鹽酸中， 然后再加水稀釋。即： 強酸混合時， pH 混 = pH 小 + 強堿混合時， pH 混 = pH 大 — 二十一、何時考慮鹽的水解 1．判斷鹽溶液酸堿性及能否使酸堿指示劑變色時，要考慮到鹽的水解。 ☆結(jié)論： 酸按酸，堿按堿，同強混合在中間，異強混合看過量。 能量變化 吸熱（極少數(shù)例外） 吸熱 重慶墊江師范進修學(xué)校 李昌德 2020 決戰(zhàn)高考專題系列 第 12 頁 共 33 頁 表達式 電離方程式：①用“ ” ②多元弱酸分步電離 H2S H+ + HS— HS— H+ + S2— 水解反應(yīng)離子方程式①用“ ” ②多元弱酸根分步水解 ③除了雙水解反應(yīng)，產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物，不標↑或↓ S2— +H2O HS— +OH— （ 主要 ） HS— +H2O H2S+OH— （ 次要 ） 微 粒 濃 度 大小比較 c(H2S)c(H+)c(HS — )c(S2— ) c(OH) c(Na+)c(S2)c(OH)c(HS)c(H2S) c(H+) 電荷守恒式 c(H+)= c(HS)+2c(S2)+ c(OH) c(Na+)+ c(H+)= c(HS)+2c(S2)+ c(OH) 物料守恒式 c(H2S)+c(HS— )+c(S2— )=(H2S)+c(HS— )+c(S2— )=c(Na+)/2 影 響 因 素 溫 度 升溫促進電離（極少數(shù)例外） 升溫促進水解 濃 度 稀 釋 促進電離，但濃度減小，酸性減 弱 促進水解，但濃度減小，堿性減弱 通 H2S 電 離平衡向右移動，酸性增強，但 電離程度減小，電離常數(shù)不變。 [說明稀釋 100 倍后，溶液中 c(H+)稀 c(H+)濃 /100， n(H+)有所增加，即又有醋酸分子電離了 ]（該方案的缺點是：難以配得 pH 等于 2 的醋酸） ⑦ 在相同條件下，將表面積相同的鋅粒分別跟物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸和醋酸反應(yīng)，前者反應(yīng)速率快，后者反應(yīng)速率慢。 [說明 n(醋酸 ) n(鹽酸 ) c(醋酸 ) c(鹽酸 ) c(醋酸 ) c(H+) 醋酸是弱電解質(zhì) ] （該方案的缺點是：難以配得 pH 等于 2 的醋酸） ⑤ 取等體積、 pH 都等于 2 的醋酸和鹽酸與足量的 Zn 粒反應(yīng)，并將產(chǎn)生的氫氣分別收集起來，發(fā)現(xiàn)醋酸生成的 H2 多。 [CH3COONH4晶體中由于 NH4+、 CH3COO— 對應(yīng)的 NH3 [說明 c(H+) c(醋酸 )，即醋酸末完全電離 ] （該方案簡單可行） ② 用 pH 試紙或酸堿指示劑測定 mol/L CH3COONa 溶液的酸堿性，發(fā)現(xiàn)呈堿性。 ② 酸中和堿的能力強弱是由酸最終電離產(chǎn)生 H+的物質(zhì)的量決定的。 同樣可定義： pOH = － 1g c(OH)，在常溫下，同一溶液的 pH ＋ pOH = 14。 ３、電解質(zhì)稀溶液的酸堿性可用 pH 大小來統(tǒng)一度量，其定義式： pH = － 1g c(H+)。 ２、電解質(zhì)溶液的酸堿性取決于 c(H+)與 c(OH)的相對大小。它只是溫度函數(shù)，并隨溫度的升高而增大。 c(OH)＝ Kw。此電離平衡易受外界條件（溫度、電解質(zhì)等）影響，但遵循平衡移動原理。 相關(guān) 知識點 １、電解質(zhì)溶液的酸堿性跟水的電離密切相關(guān)。分析多年的高考化學(xué)試題，我們不難發(fā)現(xiàn)： 水的電離和溶液 pH 這一知識點試題每年考并且常考常新。 二十、水的電離 S2O32在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)： S2O32+2H+=S↓ +SO2↑ +H2O 注意題目要求“ 一定 ． ． 大量共存”還是“ 可能 ． ． 大量共存”；“不能大量共存”還是“ 一定 ． ． 不能大量共存”。 有色離子 MnO4,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 例如： (1)違背反應(yīng)客觀事實 如： Fe2O3 與氫碘酸： Fe2O3＋ 6H+＝ 2 Fe3+＋ 3H2O 錯因：忽視了 Fe3+與 I發(fā)生氧化一還原反應(yīng) 重慶墊江師范進修學(xué)校 李昌德 2020 決戰(zhàn)高考專題系列 第 10 頁 共 33 頁 (2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡 如： FeCl2 溶液中通 Cl2 ： Fe2+＋ Cl2＝ Fe3+＋ 2Cl 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒 (3)混淆化學(xué)式（分子式）和離子書寫形式 如： NaOH 溶液中通入 HI： OH＋ HI＝ H2O＋ I錯因： HI 誤認為弱酸 . (4)反應(yīng)條件或環(huán)境不分： 如：次氯酸鈉中加濃 HCl： ClO＋ H+＋ Cl＝ OH＋ Cl2↑錯因：強酸制得強堿 (5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽離子配比 . 如： H2SO4 溶液加入 Ba(OH)2 溶液 :Ba2+＋ OH＋ H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ H2O 正確 ： Ba2+＋ 2OH＋ 2H+＋ SO42＝ BaSO4