高二化学反应原知识点.docx
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高二化学反应原知识点
化学选修4化学反应原理知识点
第一章
一、焓变、反应热
1．反应热：
一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
许多化学反应的反应热可以通过实验直接测量。
2．焓变（ΔH）的意义：
在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）符号：
△H
（2）.单位：
kJ/mol
3．产生原因：
化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放热反应。
（化学键形成放出的热>化学键断裂吸收的热）△H为“-”或△H<0
吸热反应。
（化学键断裂吸收的热>化学键形成放出的热）△H为“+”或△H>0
4．E1—反应的活化能E2—活化分子变成生成物分子放出的能量
能量差E2-E1是反应热。
5．常见的放热过程：
①所有的燃烧反应②酸碱中和反应
③大多数的化合反应④金属与水、酸的反应
⑤生石灰和水反应⑥铝热反应
⑦物质的缓慢氧化⑧浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
6．常见的吸热过程：
①晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应
③C与CO2、C与H2O蒸汽④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写热化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
若为放热反应△H为“-”，若为吸热反应△H为“+”
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
（25℃、101kPa可以不注明）
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，表示物质的量。
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
⑦对一具体反应，△H与反应物的用量无关，与化学平衡的移动方向无关。
三、燃烧热
概念：
25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：
25℃，101kPa
②反应程度：
完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
如：
H－H2O（l），C－CO2（g），S－SO2（g）
③燃烧物的物质的量：
1mol
④研究内容：
放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）所以若问燃烧热为多少，回答时数值前不需加“-”；但若问反应热为多少，回答时数值前必须加“-”.如：
甲烷的燃烧热为890.31kJ/mol或ΔH=﹣890.31kJ/mol
四、盖斯定律
内容：
化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
五、计算反应热的方法
1．△H=生成物的总能量－反应物的总能量
2．△H=反应物的键能总和－生成物的键能总和
3．根据盖斯定律规律求算
六、化学能源
1．解决化石能源的办法：
开源节流，即开发新的能源和节约现有的能源，提高能源利用率。
2．氢能：
优点是燃烧热值高，资源丰富（它的主要来源是水，地球上水量丰富，并且燃烧后又生成水，可以反复使用），无毒，无污染。
缺点是储存、运输困难。
3．新能源有：
太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能。
它们资源丰富，可以再生，没有污染或很少污染。
第二章
一、化学反应速率
1．化学反应速率（v）
⑴、定义：
用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化
⑵、表示方法：
用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶、计算公式：
v=Δc/Δt（υ：
平均速率，Δc：
浓度变化，Δt：
时间）单位：
mol/（L·s）或mol/（L·min）
※注意以下几点：
①化学反应速率均为正值
②反应中纯液体和纯固体的浓度是恒定不变的，一般不用其浓度的变化表示该反应的速率。
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，但表示的是同一反应速率。
因此，表示反应速率时，必须指明是用哪种物质作标准。
④同一化学反应，相同时间内：
化学反应速率之比=Δc之比=Δn之比=化学反应方程式中相应的物质的化学计量系数之比
⑤同一化学反应，化学反应速率快慢的比较，必须先转换成用同一种物质来表示反应速率，再作比较。
2．外界因素对化学反应速率的影响
条件
V的变化
原因
反应物的浓度
增大
增大
单位体积内，活化分子数增多，有效碰撞的机会增多
（活化分子百分数不变）
减小
减小
单位体积内，活化分子数减小，有效碰撞的机会减小
（活化分子百分数不变）
气体
压强
增大
增大
单位体积内，活化分子数增多，有效碰撞的机会增多
（活化分子百分数不变）
减小
减小
单位体积内，活化分子数减小，有效碰撞的机会减小
（活化分子百分数不变）
反应
温度
升高
增大
1提高分子能量，活化分子百分数增大（主要原因）
2温度升高，分子运动加快
降低
减少
1降低分子能量，活化分子百分数减小（主要原因）
②温度降低，分子运动减慢
催化剂
使用
剧增
降低反应活化能，活化分子百分数增大，有效碰撞的机会增多
※注意：
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是浓度的改变。
（3）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：
充入与反应无关的气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒压时：
充入与反应无关的气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
（4）、固体物质的反应速率与接触面积有关，固体颗粒越细，表面积越大，反应速率越快，可以通过研磨来增大表面积，来加快反应速率。
二、可逆反应
在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应。
注意：
（1）、相同条件，如H2和O2燃烧生成H2O与H2O电解生成H2和O2，由于条件不同，所以不是可逆反应。
（2）、可逆反应难以进行到底，转化率达不到100％。
反应物、生成物同时共存
（3）、符号：
三、化学平衡
（一）1、定义：
化学平衡状态：
一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等，但不等于0）
动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应
mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）
可否作为平衡状态的标志
混合物体系中
各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
②各物质的质量或各物质质量分数一定
③各气体的体积或体积分数一定
④总体积、总压力、总物质的量一定
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V（正）=V（逆）
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V（正）=V（逆）
③V（A）:
V（B）:
V（C）:
V（D）=m:
n:
p:
q，V（正）不一定等于V（逆）
④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）
压强
①总压力一定，m+n≠p+q时（其他条件一定）
②总压力一定，m+n=p+q时，（其他条件一定）
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时
②Mr一定时，但m+n=p+q时
温度
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）
体系的密度
①固定容积，密度一定
②m+n≠p+q容积可变时，密度一定
③m+n=p+q容积可变时，密度一定
颜色
反应体系内有有色物质时，颜色不变
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）规律：
增大反应物浓度，正反应速率突然加快，平衡正向移动；减小生成物浓度，逆反应速率突然减小，平衡正向移动；
增大生成物浓度，逆反应速率突然加快，平衡逆向移动；减小反应物浓度，正反应速率突然减小，平衡逆向移动；
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
2、温度对化学平衡移动的影响
升高温度，正、逆反应速率突然加快，平衡向吸热反应方向移动
降低温度，正、逆反应速率突然减小，平衡向放热反应方向移动
3、压强对化学平衡移动的影响（对于有气体参加或有气体生成的可逆反应）
A．反应前后气体分子数不相等的反应
增大压强，正、逆反应速率突然加快，平衡向气体体积减小的方向移动
减小压强，正、逆反应速率突然减小，平衡向气体体积增大的方向移动
B．反应前后气体分子数相等的反应
改变压强，平衡不移动
4、催化剂对化学平衡的影响
由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5、勒夏特列原理（平衡移动原理）：
如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
注意：
（1）、对勒夏特列原理中“减弱这种改变”的正确理解：
是“减弱”改变而不能“消除”改变。
（2）、只适用于判断改变一个条件时平衡移动的判断。
四、化学平衡常数
1．定义：
在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。
符号：
K
2．使用化学平衡常数K应注意的问题：
（1）、表达式中各物质的浓度是平衡浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
（2）、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
（3）、反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
（4）、稀溶液中进行的反应，如有液态水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
3．化学平衡常数K的应用:
（1）、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。
反之，则相反。
一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
（2）、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
（Q：
浓度积）
Q＜K：
反应正向进行；Q=K：
反应处于平衡状态；Q＞K：
反应逆向进行
（3）、利用K值可判断反应的热效应
温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应；温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
4．等效平衡
（1）、概念：
在一定条件下（定温、定容或定温、定压），起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
（2）、分类
①定温，定容条件下的等效平衡
A．对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：
通过反应的化学计量数之比换算成同一边的物质，投料相等。
特点：
两次平衡全等，各组分百分含量、n、c、p均相等。
B．对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：
通过反应的化学计量数之比换算成同一边的物质，投料比相等。
特点：
两次平衡相似，各组分百分含量相等，n、c、p同比例变化。
②定温，定压的等效平衡
通过反应的化学计量数之比换算成同一边的物质，投料比相等。
特点：
两次平衡相似，各组分百分含量、c相等，n、v同比例变化。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
.
（2）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S（g）〉S（l）〉S（s）
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS<0反应能自发进行ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS>0反应不能自发进行
注意：
（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
3、化学反应进行的判据
能量判据：
使体系能量降低的方向，就是反应容易进行的方向
熵判据：
使体系熵增大的方向，就是反应容易进行的方向
（在密闭条件下，体系有有序转变为无序的倾向）
注意：
对一个具体的反应，要应用两个判据综合进行分析，不要片面下结论
第三章水溶液中的离子平衡
一、电解质的有关定义
1、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）自身能否电离（以能否导电来证明是否电离）
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
离子化合物与共价化合物鉴别方法：
熔融状态下能否导电
2、强电解质与弱电质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）
注意：
①电解质、非电解质都是化合物，混合物及单质既不是电解质又不是非电解质②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）④导电能力是由溶液中离子浓度决定的，强电解质溶液导电能力不一定强。
4、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
（1）溶液的物质的量浓度相同时，pH（HA）＜pH（HB）
（2）pH值相同时，溶液的浓度cHA＜cHB（3）pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB
5、影响电离平衡的因素：
（1）温度：
电离一般吸热，升温有利于电离。
（2）浓度：
浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
（3）同离子效应：
在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
（4）其他外加试剂：
加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
6、电离方程式的书写：
用可逆符号弱酸的电离要分步写（第一步为主）
例：
H2S的电离H2S
H＋+HS-；HS-
H＋+S2-
7、电离常数：
在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）
表示方法：
AB
A++B-Ki=c（A+）c（B-）/c（AB）
8、电离常数影响因素：
（1）电离常数的大小主要由物质的本性决定。
（2）电离常数只受温度变化影响，不受浓度变化影响。
（3）同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水的电离平衡：
H2O
H＋+OH-水的离子积：
KW=c（H＋）·c（OH-）
25℃时,c（H＋）=c（OH-）=10-7mol/L;KW=c（H＋）·c（OH-）=10-14
注意：
KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定；KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）。
2、水电离特点：
（1）可逆
（2）吸热（3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
（1）酸、碱：
抑制水的电离【pH之和为14的酸和碱（例pH=2的盐酸和pH=14的氨水）的水溶液中水的电离被同等的抑制】
（2）温度：
升温促进水的电离（水的电离是吸热的）（3）易水解的盐：
促进水的电离【pH之和为14两种水解盐溶液（例pH=4的NH4Cl溶液和pH=10的醋酸钠溶液）中水的电离被同等的促进】
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH=-lgc（H＋）注意：
①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对），溶液的酸碱性由c（H＋）和c（OH-）的相对大小决定；③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸——操作：
将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点在试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：
①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂
变色范围的PH
甲基橙
＜3.1红色
3.1～4.4橙色
＞4.4黄色
酚酞
＜8.2无色
8.2～10浅红
＞10红色
三、混合液的pH值计算方法
1、强酸与强酸的混合：
（先求c（H＋）混：
将两种酸中的H＋离子物质的量相加除以总体积，再求其它）c（H＋）混=﹝c（H＋）1V1+c（H＋）2V2﹞/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：
（先求c（OH-）混：
将两种碱中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它）c（OH-）混＝﹝c（OH-）1V1+c（OH-）2V2﹞/（V1+V2）（注意:
不能直接计算c（H＋）混）
3、强酸与强碱的混合：
（先据H＋+OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H＋有余，则用余下的H＋物质的量除以溶液总体积求c（H＋）混；②OH-有余，则用余下的OH-物质的量除以溶液总体积求c（OH-）混，再求其它）
注意：
在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
4、稀释过程溶液pH值的变化规律：
（1）强酸溶液：
稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）
（2）弱酸溶液：
稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n（但始终不能大于或等于7）
（3）强碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）
（4）弱碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n（但始终不能小于或等于7）
（5）任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH无限接近于7
（6）稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
四、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H＋与OH-恰好中和”酸碱性判断方法
1、酸、碱恰好反应：
恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。
（若无水解，呈中性）
2、自由H＋与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：
pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。
”例如：
pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合，氨水过量，溶液呈碱性。
五、酸碱中和滴定：
1、滴定管
①滴定管的刻度：
小刻度在上大刻度在下，“0”刻度在上，，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，一次滴定不得使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后两位。
③酸式滴定管可以盛装酸性、中性、强氧化性及有机溶液；碱式滴定管可以盛装碱性溶液。
2、指示剂的选择
①石蕊不用作指示剂
②强酸强碱的滴定既可用甲基橙也可用酚酞；强酸弱碱的滴定用甲基橙；弱酸强碱的滴定用酚酞
③滴定过程中有高锰酸钾溶液参加的不另加指示剂，有碘单质参加或生成的选择淀粉溶液作指示剂。
3、准备过程：
准备：
检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
（如:
Na2CO3＞NaHCO3）
2、盐类水解的特点：
（1）可逆
（2）程度小（3）吸热
3、影响盐类水解的外界因素：
①温度：
温度越高水解程度越大（水解吸热）②浓度：
浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：
促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
4、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解，显酸性：
如NaHSO4②电离程度＞水解程度，显酸性（如:
HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显碱性（如：
HCO3-、HS-、HPO42-）。
5、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
其促进过程以NH4Ac为例解释如下：
NH4Ac==NH4＋+Ac-NH4＋+H2O
NH3·H2O+H＋Ac—+H2O
HAc+OH-
两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：
Fe3＋、Al3＋与AlO2-、CO32-（HCO3-）、S2-（HS-）；其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：
2Al3＋+3S2-+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2S↑
6、盐类水解的应用：
①氨态氮肥不能与草木灰混合使用（N、P、K三元素不能变成↑和↓）②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）③明矾净水（Al3＋水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）④NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）⑤判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）⑥配制盐溶液（加对应的酸防止水解如配制硫酸铝溶液是可加稀硫酸）
六、水解方程式的书写用可逆符号
1、多元弱酸盐的水解：
分步水解
例：
Na2S的水解：
H2O+S2-
HS-+OH-H2O+HS-
H2S+OH-
注意：
不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱盐的水解：
一步书写
例：
Al3＋+3H2O
Al（OH）3+3H＋
七、溶液中微粒浓度的大小比较
基本原则：
抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：
①电荷守恒（电荷数前移）:
任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒（原子个数前移）:
某原子的总量（或总浓度）＝其以各种形式存在的所有微粒的量（或浓度）之和
八、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。
如酸碱中和时c（H＋）降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（2）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（3）掌握三种微溶物质：
CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4
（4）溶解平衡常为吸热，但Ca（OH）2为放热，升温其溶解度减少。
（5）溶解平衡存在的前提是：
必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写：
注意在沉淀后用（s）标明状态，并用“
”。
如：
Ag2S（s）
2Ag＋（aq）+S2-（aq）
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：
Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：
常加入难溶性的MO、M（OH）2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。
如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有：
①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。
使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
5、沉淀的转化：
溶液中的沉淀反应总是向着
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