高考化學水解知識點大全
水解是高中化學較常見、也是較重要的一類化學反應，說到底就是和水發(fā)生的復分解或取代反應。那么你知道高考化學水解知識點有哪些嗎？這次小編給大家整理了高考化學水解知識點，供大家閱讀參考。
1.概述：
水解是高中化學較常見、也是較重要的一類化學反應，說到底就是和水發(fā)生的復分解或取代反應。均為吸熱反應，升高溫度，水解程度增大。溶液越稀，水解程度越大。
2.實質(zhì)：被水解是物質(zhì)，在水分子作用下斷鍵后，其陽性基團結合水分子中的陰性基團OH，陰性基團結合水分子中的陽性基團H，可表示為：
3.分類：
⑴鹵代烴(鹵素原子)的水解：氫氧化鈉水溶液(NaOH作催化劑)生成醇。
⑵酯的水解：酯化反應的逆反應，生成醇和酸;酸做催化劑可逆，堿作催化劑不可逆，(油脂堿性條件下的水解為皂化反應)。
⑶蛋白質(zhì)的水解：生成氨基酸，酸或堿均可作催化劑，且均不可逆。
⑷多糖的水解：蔗糖水解得一分子葡萄糖一分子果糖，麥芽糖水解得兩分子葡萄糖，淀粉、纖維素水解的最終產(chǎn)物都是葡萄糖。纖維素水解用濃硫酸作催化劑，其他三個水解用稀硫酸作催化劑。
⑸一些特殊金屬化合物水解：
①碳化物：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑，Al4C3+12H2O=4Al(OH)3+3CH4↑,
②氮化物：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑,
③硫化物：Al2S3+6H2O= 2Al(OH)3+3H2S↑,
④非金屬鹵化物：PCl5+4H2O=5HCl+H3PO4,ICl+H2O=HCl+HIO,
⑤氫化物：NaH+H2O=NaOH+H2↑
⑹鹽類的水解：中和反應的逆反應，生成酸和堿。除少數(shù)強烈雙水解外，通常都十分微弱。處理該部分問題需要牢記：
有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，越弱越水解;誰強呈誰性，同強呈中性。
4.延伸
⑴醇解，⑵氨解，⑶酯交換等
鹽類的水解
第一片：概述
1.概念：在水溶液中，鹽電離出來的離子結合水電離的H+或OH_生成弱電解質(zhì)的過程。
2.條件：⑴鹽應是可溶性的，⑵能電離出弱酸根離子或弱堿的陽離子
3.實質(zhì)：生成弱電解質(zhì)，破壞了水的電離平衡，促進了水的電離。
4.規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，都弱都水解;越弱越水解，越稀越水解，越熱越水解。誰強顯誰性(適用于正鹽)，同強顯中性。
第二片：注意
⑴鹽類的水解是中和反應的逆反應，通常情況下非常微弱(強烈雙水解除外)，因此離子方程式中，用可逆符號，不用等號，產(chǎn)物不標“↓”和“↑”。
⑵水解為吸熱反應
⑶多元弱酸根的水解分步進行,難度逐漸增大,通常以第一步為。多元弱堿的金屬陽離子水解，一步完成。
⑷雙水解：由弱酸根和弱堿的陽離子組成的鹽，因分別結合H+和OH-而相互促進，使水解程度變大，甚至完全進行的反應。具體有：
①強烈雙水解的反應完全，離子方程式用等號表示，標明↑↓，離子間不能大量共存。如：Al3+與CO32- 、HCO3- 、S2-、HS-、HSO3-、AlO2-,Fe3+與CO32-、 HCO3-
②不完全反應的雙水解，離子方程式用可逆符號，產(chǎn)物不標明↑↓，離子間可以大量共存。如：NH4+與CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等。
③弱酸根和弱堿的陽離子在溶液中，也不一定都是雙水解，有時候可能是復分解，如：Na2S+CuSO4;有時候可能是氧化還原，如：FeCl3+Na2S。
第三片：應用
⑴判斷溶液的酸堿性。
依據(jù)水解規(guī)律：誰強呈誰性，同強呈中性。但，常見的NaHSO3溶液呈酸性。
⑵對比酸或堿的相對強弱。
越水解約弱，不水解為強。如：若NaX、NaY、NaZ溶液的PH值分別是7、9、11，則只有HX為強酸，HY、HZ均為弱酸，且酸性為HY>HZ。
⑶判斷溶液中相關粒子濃度的關系
一般考查的有大小關系、電荷守恒、質(zhì)子守恒、物料守恒、綜合應用。
①以Na2CO3溶液為例：溶液中存在
Na2CO3=2Na++CO32-、CO32-+H2O HCO3-+OH-、HCO3-+H2O H2CO3+OH-及H2O H++OH-
A.大小關系：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)，
B.電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)
C.質(zhì)子守恒：c(OH-)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)+c(H+)
D.物料守恒：c(Na+)= 2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) ]
E.其他關系往往是利用前面的三個守恒，以某種離子為媒介的組合，或以不水解的Na+的量進行換算。視具體情況而定，不過這類考題出現(xiàn)幾率非常大。
②若NaHY的溶液呈堿性，說明HY-的水解大于其電離，則：c(Na+)>c(HY-)>c(OH-)>c(H2Y)>c(H+)> c(Y2-)，?？嫉氖莄(Na+)> c(H2Y)> c(Y2-)。若NaHY的溶液呈酸性，說明HY-的電離大于其水解(NaHSO4不水解)，則;c(Na+)>c(HY-)>c(H+)> c(Y2-)>c(H2Y)>c(OH-)，?？嫉氖莄(Na+)> c(Y2-)>c(H2Y)。
③等物質(zhì)的量的NaY和HY混合液，若呈堿性，說明Y-的水解大于HY的電離，則：c(HY)>c(Na+)>c(Y-)>c(OH-)> c(H+)，若呈酸性，說明Y-的水解小于HY的電離，則：c(Y-)>c(Na+)>c(HY)>c(H+)> c(OH-)。
⑷判斷鹽溶液蒸干、灼燒后的產(chǎn)物
①若生成的是不揮發(fā)性的酸，則是原物質(zhì)，如Al2(SO4)3、CuSO4。
②若是揮發(fā)性的酸，蒸發(fā)得其氫氧化物，灼燒的其氧化物，如AlCl3→Al(OH)3→Al2O3,FeCl3→Fe(OH)3→Fe2O3
③還原性物質(zhì)，得其氧化物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4固體，F(xiàn)eSO4溶液蒸干灼燒后得Fe2(SO4)3。
④受熱易分解的物質(zhì)，蒸干灼燒后得到其分解產(chǎn)物，如NaHCO3溶液蒸干灼燒后得到Na2CO3固體、Ca(HCO3)2溶液先分解成CaCO3再灼燒，最后得CaO、 Mg(HCO3)2先變成MgCO3再變成了溶解度更小的Mg(OH)2最后灼燒后得MgO。
⑤陰、陽離子均易水解、易揮發(fā)或易分解的鹽，溶液蒸干后無固體物質(zhì)殘余。
如NH4HCO3、(NH4)2CO3、(NH4)2S等(NH4Cl、NH4I亦如此，又不完全一樣)。
⑸生產(chǎn)，生活中的應用
明礬做凈水劑、純堿做洗滌劑(熱的更好)、泡沫滅火劑、配FeCl3溶液加鹽酸、銨態(tài)氮肥不能和草木灰混用等等。
高考化學必考知識點總結
一、氧化還原相關概念和應用
(1)借用熟悉的H2還原CuO來認識5對相應概念
(2)氧化性、還原性的相互比較
(3)氧化還原方程式的書寫及配平
(4)同種元素變價的氧化還原反應(歧化、歸中反應)
(5)一些特殊價態(tài)的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S2O32–的氧化還原反應
(6)電化學中的氧化還原反應
二、物質(zhì)結構、元素周期表的認識
(1)主族元素的陰離子、陽離子、核外電子排布
(2)同周期、同主族原子的半徑大小比較
(3)電子式的正確書寫、化學鍵的形成過程、化學鍵、分子結構和晶體結構
(4)能畫出短周期元素周期表的草表，理解“位—構—性”。
三、熟悉阿伏加德羅常數(shù)NA?？疾榈奈⒘?shù)止中固體、得失電子、中子數(shù)等內(nèi)容。
四、熱化學方程式的正確表達(狀態(tài)、計量數(shù)、能量關系)
五、離子的鑒別、離子共存
(1)離子因結合生成沉淀、氣體、難電離的弱電解質(zhì)面不能大量共存
(2)因相互發(fā)生氧化還原而不能大量共存
(3)因雙水解、生成絡合物而不能大量共存
(4)弱酸的酸式酸根離子不能與強酸、強堿大量共存
(5)題設中的其它條件：“酸堿性、顏色”等
六、溶液濃度、離子濃度的比較及計算
(1)善用微粒的守恒判斷(電荷守衡、物料守衡、質(zhì)子守衡)
(2)電荷守恒中的多價態(tài)離子處理
七、pH值的計算
(1)遵循定義(公式)規(guī)范自己的計算過程
(2)理清題設所問的是“離子”還是“溶液”的濃度
(3)酸過量或堿過量時pH的計算(酸時以H+濃度計算，堿時以OH–計算再換算)
八、化學反應速率、化學平衡
(1)能計算反應速率、理解各物質(zhì)計量數(shù)與反應速率的關系
(2)理順“反應速率”的“改變”與“平衡移動”的“辯證關系”
(3)遵循反應方程式規(guī)范自己的“化學平衡”相關計算過程
(4)利用等效平衡”觀點來解題
九、電化學
(1)能正確表明“原電池、電解池、電鍍池”及變形裝置的電極位置
(2)能寫出各電極的電極反應方程式。
(3)了解常見離子的電化學放電順序。
(4)能準確利用“得失電子守恒”原則計算電化學中的定量關系
十、鹽類的水解
(1)鹽類能發(fā)生水解的原因。
(2)不同類型之鹽類發(fā)生水解的后果(酸堿性、濃度大小等)。
(3)鹽類水解的應用或防止(膠體、水凈化、溶液制備)。
(4)對能發(fā)生水解的鹽類溶液加熱蒸干、灼燒的后果。
(5)能發(fā)生完全雙水解的離子反應方程式。
十一、C、N、O、S、Cl、P、Na、Mg、A1、Fe等元素的單質(zhì)及化合物
(1)容易在無機推斷題中出現(xiàn)，注意上述元素的特征反應
(2)注意N中的硝酸與物質(zhì)的反應，其體現(xiàn)的酸性、氧化性“兩作為”是考查的的重點
(3)有關Al的化合物中則熟悉其兩性反應(定性、定量關系)。
(4)有關Fe的化合物則理解Fe2+和Fe3+之間的轉(zhuǎn)化、Fe3+的強氧化性。
(5)物質(zhì)間三角轉(zhuǎn)化關系。
十二、有機物的聚合及單體的推斷
(1)根據(jù)高分子的鏈節(jié)特點準確判斷加聚反應或縮聚反應歸屬
(2)熟悉含C=C雙鍵物質(zhì)的加聚反應或縮聚反應歸屬
(3)熟悉含(—COOH、—OH)、(—COOH、—NH2)之間的縮聚反應
十三、同分異構體的書寫
(1)請按官能團的位置異構、類別異構和條件限制異構順序一個不漏的找齊
(2)本內(nèi)容最應該做的是作答后，能主動進行一定的檢驗
十四、有機物的燃燒
(1)能寫出有機物燃燒的通式
(2)燃燒最可能獲得的是C和H關系
十五、完成有機反應的化學方程式
(1)有機代表物的相互衍變，往往要求完成相互轉(zhuǎn)化的方程式
(2)注意方程式中要求表示物質(zhì)的結構簡式、表明反應條件、配平方程式
十六、有機物化學推斷的解答(“乙烯輻射一大片，醇醛酸酯一條線”)
(1)一般出現(xiàn)以醇為中心，酯為結尾的推斷關系，所以復習時就熟悉有關“醇”和“酯”的性質(zhì)反應(包括一些含其他官能團的醇類和酯)。
(2)反應條件體現(xiàn)了有機化學的特點，請同學們回顧有機化學的一般條件，從中歸納相應信息，可作為一推斷有機反應的有利證據(jù)。
(3)從物質(zhì)發(fā)生反應前后的官能差別，推導相關物質(zhì)的結構。
十七、化學實驗裝置與基本操作
(1)常見物質(zhì)的分離、提純和鑒別。
(2)常見氣體的制備方法。
(3)實驗設計和實驗評價。
十八化學計算
(1)近年來，混合物的計算所占的比例很大(90%)，務必熟悉有關混合物計算的一般方式(含討論的切入點)，注意單位與計算的規(guī)范。
(2)回顧近幾次的綜合考試，感受“守恒法“在計算題中的暗示和具體計算時的優(yōu)勢。
化學計算中的巧妙方法小結
得失電子守恒法、元素守恒法、電荷守恒法、最終溶質(zhì)法、極值法、假設驗證法等。
1.歸納整理夯實基礎。
對于化學基本概念和原理要理清概念、形成系統(tǒng)。一些概念和原理容易混淆，建議同學們要對重要性、關鍵性詞語整體把握，弄清楚使用范圍和條件。對元素化合物知識要進行梳理、織成網(wǎng)絡、反復運用。這部分知識是初中階段的考查重點，一定要熟練到位。
如在元素化合物知識中，主要學習了16種物質(zhì)：4種單質(zhì)、4種氧化物、2種酸和2種堿、4種鹽，在復習時應注意尋找它們之間的聯(lián)系。根據(jù)知識體系，緊扣三點，即考點、重點、熱點，編織知識的網(wǎng)絡結構，理清知識的脈絡聯(lián)系，分清知識的主次關系，可利用圖表，也可用文字歸納等，使知識系統(tǒng)化、結構化。
2.注重探究、培養(yǎng)能力。
每年實驗探究題中，最后的實驗方案設計是最難的，其實，只要充分利用試卷資源，特別是題目中出現(xiàn)的實驗方案，你只要稍做修改，能模仿下來，就是非常好的答案。在文字描述時，語言要嚴謹、規(guī)范，這對獲取高分十分有利。
3.把握熱點、關注社會，學會遷移、靈活應用。
社會關注的熱點也是中考的熱點，如環(huán)境問題、能源問題、科學新發(fā)現(xiàn)等，這類題目往往信息知識新穎，但落腳點低，只要仔細讀題，從中獲取有效信息，與所學知識聯(lián)系，特別是對應用到化學原理方面的知識，進行知識的遷移和應用，做到靈活應用。
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