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一、弱電解質的電離
1、定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質 。
非電解質 ： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物 。
強電解質 ： 在水溶液里全部電離成離子的電解質 。
弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。
2、電解質與非電解質本質區(qū)別：
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質 ③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質時，有利于電離。
9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫(第一步為主)
10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 )
表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
11、影響因素：
a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡：:
水的離子積：KW = c[H+]?c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]?[OH-] = 1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)
2、水電離特點：(1)可逆 (2)吸熱 (3)極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離(水的電離是 吸 熱的)
③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸堿性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測定方法：
酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(淺紅色) pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可 。 注意：①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍
三 、混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它) [H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、強堿與強堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH 離子物質的量相加除以總體積，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強堿的混合：(先據(jù)H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)
四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n (但始終不能大于或等于7)
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〈 pH原+n (但始終不能大于或等于7)
3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原-n (但始終不能小于或等于7)
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原-n (但始終不能小于或等于7)
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。
五、強酸(pH1)強堿(pH2)混和計算規(guī)律 w.w.w.zxxk.c.o.m
1、若等體積混合
pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理
實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位 。
(2)藥品：標準液;待測液;指示劑。
(3)準備過程：
準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)(4)試驗過程
3、酸堿中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析
式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c——酸或堿的物質的量濃度;
V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：
c堿=
上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高;V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。
同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
3、鹽類水解規(guī)律：
①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。 ②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 >NaHCO3)
4、鹽類水解的特點：(1)可逆(與中和反應互逆) (2)程度小 (3)吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越 高 水解程度越大 (水解吸熱，越熱越水解)
②濃度：濃度越小，水解程度越 大 (越稀越水解)
③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解;OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解)
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性
②電離程度>水解程度，顯 酸 性 (如: HSO3- 、H2PO4-)
③水解程度>電離程度，顯 堿 性 (如：HCO3- 、HS- 、HPO42-)
7、雙水解反應：
(1)構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、鹽類水解的應用：
水解的應用 實例 原理
1、凈水
明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+
△
2、去油污 用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、藥品的保存 ①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制備無水鹽 由MgCl2?6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然，則： MgCl2?6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小 比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3?H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數(shù) (Kh)
對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))
對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))
電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。
2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫
八、溶液中微粒濃度的大小比較
☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：
①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和
②物料守恒: (即原子個數(shù)守恒或質量守恒)
某原子的總量(或總濃度)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
九、難溶電解質的溶解平衡
1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識
(1)溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。
(2)反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至
10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。
(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。
(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的書寫
注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq)+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三種主要方式
(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。
(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
(3)氧化還原沉淀法：
(4)同離子效應法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿;②氧化還原;③ 沉淀轉化 。
5、沉淀的轉化：
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。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黃色) AgI (黃色) Ag2S(黑色)
6、溶度積(KSP)
1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。
2、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n
3、影響因素：
外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。 ②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。
4、溶度積規(guī)則
QC(離子積)〉KSP 有沉淀析出
QC= KSP 平衡狀態(tài) QC 〈KSP
未飽和，繼續(xù)溶解
一、弱電解質的電離
1、定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質 。
非電解質 ： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物 。
強電解質 ： 在水溶液里全部電離成離子的電解質 。
弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。
2、電解質與非電解質本質區(qū)別：
電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質 ③強電解質不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質)——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。
B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ;溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產(chǎn)生的某種離子反應的物質時，有利于電離。
9、電離方程式的書寫：用可逆符號 弱酸的電離要分布寫(第一步為主)
10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 )
表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
11、影響因素：
a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡：:
水的離子積：KW = c[H+]?c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]?[OH-] = 1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)
2、水電離特點：(1)可逆 (2)吸熱 (3)極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離(水的電離是 吸 熱的)
③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸堿性和pH：
(1)pH=-lgc[H+]
(2)pH的測定方法：
酸堿指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(淺紅色) pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可 。 注意：①事先不能用水濕潤PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍
三 、混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它) [H+]混 =([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)
2、強堿與強堿的混合：(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH 離子物質的量相加除以總體積，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強堿的混合：(先據(jù)H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)
四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原+ n (但始終不能大于或等于7)
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〈 pH原+n (但始終不能大于或等于7)
3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 = pH原-n (但始終不能小于或等于7)
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀 〉 pH原-n (但始終不能小于或等于7)
5、不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7
6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。
五、強酸(pH1)強堿(pH2)混和計算規(guī)律 w.w.w.zxxk.c.o.m
1、若等體積混合
pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7
pH1+pH2≥15 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 則溶液顯酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后顯中性
pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V堿=1：10〔14-(pH1+pH2)〕
六、酸堿中和滴定：
1、中和滴定的原理
實質：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。
2、中和滴定的操作過程：
(1)儀②滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸(或堿)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位 。
(2)藥品：標準液;待測液;指示劑。
(3)準備過程：
準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標準液洗(或待測液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)(4)試驗過程
3、酸堿中和滴定的誤差分析
誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進行分析
式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù);c——酸或堿的物質的量濃度;
V——酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：
c堿=
上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高;V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了;對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當V酸的實測值大于理論值時，c堿偏高，反之偏低。
同理，用標準堿來滴定未知濃度的酸時亦然。七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)
1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應。
2、水解的實質： 水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合,破壞水的電離，是平衡向右移動，促進水的電離。
3、鹽類水解規(guī)律：
①有 弱 才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰 強顯誰性，兩弱都水解，同強顯中性。 ②多元弱酸根，濃度相同時正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強。 (如:Na2CO3 >NaHCO3)
4、鹽類水解的特點：(1)可逆(與中和反應互逆) (2)程度小 (3)吸熱
5、影響鹽類水解的外界因素：
①溫度：溫度越 高 水解程度越大 (水解吸熱，越熱越水解)
②濃度：濃度越小，水解程度越 大 (越稀越水解)
③酸堿：促進或抑制鹽的水解(H+促進 陰離子 水解而 抑制 陽離子水解;OH -促進陽離子水解而抑制陰離子水解)
6、酸式鹽溶液的酸堿性：
①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性
②電離程度>水解程度，顯 酸 性 (如: HSO3- 、H2PO4-)
③水解程度>電離程度，顯 堿 性 (如：HCO3- 、HS- 、HPO42-)
7、雙水解反應：
(1)構成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應。雙水解反應相互促進，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
(2)常見的雙水解反應完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、鹽類水解的應用：
水解的應用 實例 原理
1、凈水
明礬凈水 Al3++3H2O Al(OH)3(膠體)+3H+
△
2、去油污 用熱堿水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-
3、藥品的保存 ①配制FeCl3溶液時常加入少量鹽酸 Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ ②配制Na2CO3溶液時常加入少量NaOH CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制備無水鹽 由MgCl2?6H2O制無水MgCl2 在HCl氣流中加熱 若不然，則： MgCl2?6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫滅火器 用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比較鹽溶液中離子濃度的大小 比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小 NH4++H2O NH3?H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常數(shù) (Kh)
對于強堿弱酸鹽：Kh =Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))
對于強酸弱堿鹽：Kh =Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))
電離、水解方程式的書寫原則
1、多元弱酸(多元弱酸鹽)的電離(水解)的書寫原則：分步書寫
注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當微弱。
2、多元弱堿(多元弱堿鹽)的電離(水解)書寫原則：一步書寫
八、溶液中微粒濃度的大小比較
☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系：
①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和
②物料守恒: (即原子個數(shù)守恒或質量守恒)
某原子的總量(或總濃度)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和
③質子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。
九、難溶電解質的溶解平衡
1、難溶電解質的溶解平衡的一些常見知識
(1)溶解度 小于 0.01g的電解質稱難溶電解質。
(2)反應后離子濃度降至1*10-5以下的反應為完全反應。如酸堿中和時[H+]降至
10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。
(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三種微溶物質：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(5)溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。
(6)溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的書寫
注意在沉淀后用(s)標明狀態(tài)，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq)+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三種主要方式
(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。
(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
(3)氧化還原沉淀法：
(4)同離子效應法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①酸堿;②氧化還原;③ 沉淀轉化 。
5、沉淀的轉化：
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。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黃色) AgI (黃色) Ag2S(黑色)
6、溶度積(KSP)
1、定義：在一定條件下，難溶電解質電解質溶解成離子的速率等于離子重新結合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。
2、表達式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n
3、影響因素：
外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動。 ②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。
4、溶度積規(guī)則
QC(離子積)〉KSP 有沉淀析出
QC= KSP 平衡狀態(tài) QC 〈KSP
未飽和，繼續(xù)溶解