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化学弱电解质与盐类水解的解题方法
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　　小编寄语：下面是巨人网为你提供的化学弱电解质与盐类水解的解题方法，仅供参考，希望对大家学习有帮助。
　　弱电解质与盐类水解的解题技巧
　　因为弱电解质的电离与盐类的水解都存在平衡，外界条件的改变会引起平衡的移动。这是解题的关键也是命题的热点。
　　在解题时可以从以下几个方面考虑：
　　1 从物料守恒的角度来考虑
　　关键点必须找出相应原子或原子团的所有存在形式。如在0.01mol/L
KHC2O4溶液中，HC2O4&的存在形式有H2C2O4、HC2O4&、C2O42&，因为HC2O4&既可以电离又可以水解。根据KHC2O4的组成，n(K+)=n(HC2O4&)，在同一溶液中，有：
　　c(K+)=c(HC2O4&)+c(H2C2O4)+c(C2O42&)=0.01mol/L
　　又如在Na2S溶液中，硫元素的存在形式有：S2&、HS&、H2S;PO43&在水溶液中的存在形式有：PO43&、HPO42&、H2PO4&、H3PO4。
　　通过以上的实例会找原子或原子团的存在形式了吗?
　　2 从电荷守恒的角度来考虑
　　任何电解质溶液不显电性。阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数。关键是找出所有的阳离子与所有的阴离子，值得注意的是必须把所带的电荷与相应离子的浓度相乘后再相加。
　　例如：在NaHCO3溶液中，存在的阳离子有：Na+、H+，阴离子有：OH&、CO32&、HCO3&。于是有：
　　c(Na+)+c(H+)=c(OH&)+c(HCO3&)+2c(CO32&)
　　3 电解程度与水解程度的比较
　　3.1弱酸的酸式盐溶液呈酸性，说明电离程度大于水解程度，是以电离为主。
　　如KHSO3溶液呈酸性，说明HSO 的电离程度大于其水解程度。即有c(SO ) & c(H2SO3)
　　3.2弱酸的酸式盐溶液呈碱性，说明电离程度小于水解程度，是以水解为主。
　　如KHCO3溶液呈碱性，说明HCO 的电离程度小于其水解程度。即有c(CO ) & c(H2CO3)
　　3.3弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈酸性，说明弱酸的电离程度大于相应酸根离子的水解程度。
　　如CH3COOH与CH3COONa溶液呈酸性，说明CH3COOH的电度程度比CH3COO&的水解程度要大，此时，c(CH3COOH)
　　3.4弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈碱性，说明弱酸的电离程度小于相应酸根离子的水解程度。
　　如HCN与NaCN的混合溶液中，c(CN&)c(CN&)。
　　3.5 弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况，与3.3与3.4的情况类似。
　　4酸碱混合后溶液酸碱性的判断
　　4.1等体积等物质的量浓度的一元酸与一元碱混合，若所得溶液显酸性，则所生成的盐为强酸弱碱盐。如0.02mol/L HCl与0.02mol/L
的氨水等体积混合，因为n(HCl)=n(NH3&H2O)，HCl与NH3&H2O恰好完成反应生成NH4Cl。此时溶液中离子浓度的大小是：
　　c(Cl&) & c(NH ) & c(H+) & c(OH&)
　　4.2等物质的量浓度等体积的一元酸与一元碱混合，若所得溶液显碱性，则所生成的盐为强碱弱酸盐。如0.02mol/L CH3COOH与0.02mol/L
的NaOH溶液等体积混合，因为n(CH3COOH)=n(NaOH)，所以NaOH与CH3COOH恰好完成反应生成CH3COONa。此时溶液中离子浓度的大小是：
　　c(Na+) & c(CH3COO&) & c(OH&) & c(H+)
　　4.3常温下，等体积pH=a(a&3)的酸与pH=14-a的碱混合，若溶液呈中性，则为强酸与强碱的反应;若溶液呈酸性，则为弱酸与强碱的反应;若溶液呈碱性，则为强酸与弱碱的反应。
　　如：25℃，NaOH溶液pH=a，某酸A溶液pH为b，a +
b=14，a&11。将两种溶液按等体积混合。因为题目并没有说明是强酸还是弱酸，若为强酸，即有n(H+) =
n(OH-)，所得溶液为中性;若为弱酸，因为弱酸不能完全电离，则有n(A)&n(H+)，与NaOH反应时，由于A是过量的，所以所得溶液呈酸性，溶液中含有盐与A两种溶质。
　　酸碱中和反应的实质是酸电离出来的H+与碱电离出来的OH-反应生成水。当达到滴定终点时，酸所提供的n(H+)
与碱提供的n(OH-)的相等。对于弱酸弱碱，由于存在电离平衡时，加入碱或酸后会引起平衡的移动。这就是等体积同物质的量浓度的一元强酸与一元弱酸中和碱的能力相同，而等体积pH相同的一元强酸与一元弱酸中和碱的能力不相同的、所得溶液酸碱性不同的原因。
　　5 弱酸、强酸与金属的反应
　　5.1 物质的量浓度的弱酸与强酸(同为一元酸或同为二元酸)分别活泼金属反应的情况。
　　如1L0.1mol/L的H2SO4与
H2C2O4分别与足量的大小相同的锌粒反应。反应刚开始时，前者的反应速度要快，因为H2SO4是强电解质，H2C2O4是弱电解质，导致c(H+)
不同;但是随着反应的进行，前者的反应速度会比后者的反应速度要慢，因为H2C2O4 H++HC2O ，HC2O H++C2O
，锌与H+反应，使c(H+)减少，平衡向右移动。但是最终产生的氢气的质量是相等。
　　5.2 pH相同的弱酸与强酸分别活泼金属反应的情况。
　　如1LpH相同的H2SO4溶液与
H2C2O4溶液分别与足量的大小相同的锌粒反应。反应刚开始时，两者的反应速度，因为pH相同，即c(H+)相同。但是随着反应的进行，前者的反应速度会比后者的反应速度要慢，因为H2C2O4
H++HC2O ，HC2O H++C2O
，锌与H+反应，使c(H+)减少，平衡向右移动，使得c(H+)减少得没有前者中的快，但是最终产生的氢气的质量后者多。
　　6.综合练习
　　例：将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L HCl 10mL混合后，溶液呈酸性，由此可以得出哪些结论呢?
　　分析：由CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl可知，CH3COONa是过量的，通过后所得溶液为CH3COONa、CH3COOH
和 NaCl的混合溶液。该溶液显酸性，说明了CH3COOH的电度程度比CH3COO&水解的程度要大，于是有：c(CH3COOH) &
c(CH3COO&)。
　　溶液中离子浓度的大小为：c(Na+) &c(CH3COO-) & c(Cl--)
&c(CH3COOH)&c(H+)&c(OH-)
　　根据电荷守恒有：
　　c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-) +c(Cl--)+c(OH-)
　　根据物料守恒有：
　　c(CH3COO-) +c(CH3COOH)= 例2：下列四种溶液中，水电离程度由大到小的顺序是 。
　　A.pH=0的HCl B.0.01mol/L的HCl
　　C.pH=5的NH4Cl溶液 D.pH=14的NaOH溶液
　　分析：在任何溶液中，由水电离出来的c(H+) = c(OH-),加入能水解的盐会促进水的电离，而加入酸或碱会抑制水的电离。
　　A中水电离出来的c(H+) = c(OH-)=1&10-14mol/L
　　B中水电离出来的c(H+) = c(OH-)=1&10-12mol/L
　　C中水电离出来的c(H+) = c(OH-)=1&10-5mol/L
　　D中水电离出来的c(H+) = c(OH-)=1&10-14mol/L
　　所以水电离程度由大到小的顺序是A=D
　　总之，解答这类题型，要抓住&弱&的特点，利用&弱&的特点来解答。
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离子浓度：溶液中含某种离子的总量与体积之比。离子浓度计算公式是：c/V，单位一般为mol/L。
书写离子式的基本步骤：①“写”：写出有关反应的方程式。　　②“拆”：可溶性的强电解质(强酸、强碱、可溶性盐)用离子符号表示，其它难溶的物质、气体、水等仍用分子式表示。微溶的强电解质应看其是否主要以自由离子形式存在，例如，石灰水中的Ca(OH)2写离子符号，石灰乳中的Ca(OH)2用分子式表示。浓硫酸中由于存在的主要是硫酸分子，也书写化学式。浓硝酸、盐酸书写离子式。　　③“删”：删去方程式两边不参加反应的离子。　　④“查”：检查式子两边的各种原子的个数及电荷数是否相等（看是否配平），还要看所得式子化学计量数是不是最简整数比，若不是，要化成最简整数比。
整理教师:&&
举一反三（巩固练习，成绩显著提升，去）
根据问他()知识点分析，
试题“写出下列过程的离子方程式，并判断该溶液中所有离子浓度由大到小...”，相似的试题还有：
物质在水中可能存在电离平衡、盐的水解平衡和沉淀的溶解平衡，它们都可看作化学平衡．请根据所学知识的回答：(1)A为0.1moloL-1的(NH4)2SO4溶液，在该溶液中各种离子的浓度由大到小顺序为_____．(2)B为0.1moloL-1NaHCO3溶液，在NaHCO3溶液中存在的各种平衡体系为(用离子方程式表示)：_____；_____；实验测得NaHCO3溶液的pH＞7，请分析NaHCO3溶液显碱性的原因：_____．(3)C为FeCl3溶液，实验室中配制FeCl3溶液时通常需要向其中加入_____目的是_____；若把B和C溶液混合，将产生红褐色沉淀和无色气体，该反应的离子方程为_____．(4)D为含有足量AgCl固体的饱和溶液，氯化银在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(S)?Ag+(aq)+Cl-(aq)在25℃时，氯化银的Ksp=1.8×10-10mol2oL-2．现将足量氯化银分别放入：①100mL蒸馏水中；②100mL&0.2moloL-1AgNO3溶液中；③100mL&0.1moloL-1氯化铝溶液中；④100mL&0.1moloL-1盐酸溶液中．充分搅抖后，相同温度下银离子浓度由大到小的顺序是_____(填写序号)；②中氯离子的浓度为_____moloL-1，③中银离子的浓度为_____moloL-1．
某溶液含有下表离子中的几种(不考虑水的电离及离子的水解)．溶液中阴离子物质的量为0.2mol，阳离子物质的量为0.3mol，阳离子只有两种．
Ba2+&&NH4+&&&Fe3+&&&Al3+&&&Fe2+
OH-&&&CO32-&&&Cl-&&&SO32-&&SO42-①若向原溶液中加入过量稀盐酸，无气体生成，得到溶液A．②向溶液A中加入过量稀HNO3，再加AgNO3溶液，溶液中析出白色沉淀．过滤，得滤液B．③往B中加入过量NaOH溶液并加热，有4.48L刺激性气味气体产生(不考虑气体溶解于水或与水反应，体积已折算为标准状况下的体积)，同时有红褐色沉淀生成．过滤，得滤液C，此过程中沉淀的量不减少．④若向原溶液中加入稀HNO3，再加足量BaCl2，有46.6g白色沉淀生成．根据上述实验回答下列问题．(1)原溶液中一定不存在的阴离子是_____．(2)写出③总的离子方程式_____．(3)若原溶液由一种盐溶解于水制得，则该盐的化学式为_____．(4)若原溶液由R和M(摩尔质量R＞M)两种盐溶解于水制得，则这两种盐的化学式为_____，其物质的量之比为_____．ⅰ、M溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_____．ⅱ、实验室用工业废料制备盐R，在利用重结晶方法精制该盐时，需要趁热过滤，原因是_____．
物质在水中可能存在电离平衡、盐的水解平衡和沉淀的溶解平衡，它们都可看作化学平衡．请根据所学知识的回答：(1)A为0.1moloL-1的(NH4)2SO4溶液，在该溶液中各种离子的浓度由大到小顺序为______．(2)B为0.1moloL-1NaHCO3溶液，在NaHCO3溶液中存在的各种平衡体系为(用离子方程式表示)：______；______；实验测得NaHCO3溶液的pH＞7，请分析NaHCO3溶液显碱性的原因：______．(3)C为FeCl3溶液，实验室中配制FeCl3溶液时通常需要向其中加入______目的是______；若把B和C溶液混合，将产生红褐色沉淀和无色气体，该反应的离子方程为______．(4)D为含有足量AgCl固体的饱和溶液，氯化银在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(S)?Ag+(aq)+Cl-(aq)在25℃时，氯化银的Ksp=1.8×10-10mol2oL-2．现将足量氯化银分别放入：①100mL蒸馏水中；②100mL 0.2moloL-1AgNO3溶液中；③100mL 0.1moloL-1氯化铝溶液中；④100mL 0.1moloL-1盐酸溶液中．充分搅抖后，相同温度下银离子浓度由大到小的顺序是______(填写序号)；②中氯离子的浓度为______moloL-1，③中银离子的浓度为______moloL-1．3．多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离: H2CO3 H++HCO3-,HCO3- H++CO32-.——精英家教网——
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3．多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离: H2CO3 H++HCO3-,HCO3- H++CO32-. 【】
题目列表(包括答案和解析)
对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量的关系。如25℃时有HAH++A-，则电离平衡常数，K只与温度有关，c为各微粒的平衡浓度。下表是25℃时几种常见弱酸的电离平衡常数。
回答下列各题： (1)K只与温度有关，当温度升高时，K值____（填“增大”、“减小”或“不变”）。 (2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱的关系是___ (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸，其中酸性最强的是 ____，最弱的是____。 (4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在 着数量上的规律，此规律是____，产生此规律的原因是________。 (5)电离平衡常数是用实验的方法测定出来的，现已经测得25℃时cmol/L的CH3COOH的电离度为a（当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子占原来总分子数的百分数叫做该电解质 的电离度）。试表示该温度下醋酸的电离平衡常数K=____。
精英家教网新版app上线啦！用app只需扫描书本条形码就能找到作业，家长给孩子检查作业更省心，同学们作业对答案更方便，扫描上方二维码立刻安装！第三章物质在水溶液中的行为；第1节水溶液；1、水的离子积常数Kw=___________影；电离过程__热；判断溶液酸碱性方法：若用PH值判断溶液的酸碱性必；[H+]&[OH-]溶液一定显酸性；*Kw不仅适用于纯水也适用于其他所有水溶液，只不；由水的电离方程式可知：___、___抑制（水电离；例如：某溶液中水电离出的[H+]=1×10-10；练习：常温
第三章 物质在水溶液中的行为
第1节水溶液
1、 水的离子积常数Kw=___________影响Kw的外界条件只有_____。T↑则Kw__（因为
电离过程__热。）如25℃Kw=1×10-14mol2L-2此时纯水中[H+]=[OH-] =1×10-7mol/L
中性溶液的PH=____ ；100℃Kw=1×10-12mol2L-2此时纯水中[H+]=[OH-] =1×10-6mol/L中性溶液的PH=____ 《金》44页提升4《自》113页19
判断溶液酸碱性方法：若用PH值判断溶液的酸碱性必须注明温度，PH=7的溶液不是任何温度下都是中性的。但若用[H+]和[OH-]相对大小，则不受任何条件的限制，可以说只要
[H+]&[OH-]溶液一定显酸性。
Kw不仅适用于纯水也适用于其他所有水溶液，只不过在溶液中[H+]不一定等于[OH-]，但只要T不变，二者乘积不变（此消彼长）。
由水的电离方程式可知：___、___抑制（水电离出的[H+]&1×10-7mol/L）水的电离；升温或加入_____能促进（水电离出的[H+]&1×10-7mol/L）水的电离。
例如：某溶液中水电离出的[H+]=1×10-10mol/L，则该溶液可能是酸溶液PH=____,也可能是碱溶液PH=____。《自》138页19题。某溶液中水电离出的[H+]=1×10-4mol/L，则该溶液可能是强酸弱碱盐溶液PH=____,也可能是强碱弱酸盐溶液PH=____。
练习：常温下0.1 mol/L的H2SO4溶液中由水电离的[H+]=1×10-14/0.2(溶液中的OH-就是水电离出的)
2、PH=-S[H+]
[H+]=10- PH （ 同理 POH=-S[OH-]
[OH-]=10- POH常温下，PH +POH=14 100℃PH +POH=12 同温下，PH越小酸性越强；POH越大碱性越强）
溶液酸碱性的测定方法：酸碱指示剂法、PH试纸（粗测），PH计（精测）
两溶液混合后PH的计算，首先要判断混合后溶液的酸碱性，显什么性第一步就先求什么离子浓度。如酸酸混合[H+]→PH,碱碱混合先求[OH-]→[H+]→PH（颠倒顺序则必错无疑）酸碱混合先判断显啥性，酸性就先求[H+]→PH，碱性就先求[OH-]→[H+]→PH。《自》111页8题113页24、25《金》44页提升5达标4
第2节弱电解质的电离和盐类的水解
常见的强电解质：强酸、强碱、大部分盐（包括难溶盐）
弱酸：几元酸就分几步且每
常见的弱电解质：弱酸、弱碱、水
步都部分电离如磷酸分3步
电离方程式的书写：①强电解质用“=”②弱电解质用“?”弱碱：一步部分电离不论几元 ③酸式盐强酸的酸式盐：如NaHSO4水溶液中完全电离成3种离子，（熔融状态完全电离
成Na+和HSO4-）
弱酸的酸式盐：第1步完全电离，第2弱酸的酸式根部分电离。如NaHCO3 电解质溶液的导电能力与自由移动的离子浓度成正比。浓度相同的前提下，强电解质溶液
的导电能力比弱电解质强。浓度大小关系不确定，导电能力也没法比较。《金》
41页达标3提升2、5
1、 弱酸的电离平衡常数Ka和弱碱的电离平衡常数Kb
CH3COOH?CH3COO+H+ Ka=___________
NH3.H2O?NH4+OH
Kb=___________
电离平衡常数的主要影响因素是_______,外界条件只与__有关，T↑则Ka或Kb__（电离过程都吸热。），Ka代表弱酸电离出H+的能力，相同温度下Ka越大酸性相对就越强。常见弱酸的酸性顺序：HF&CH3COOH&H2CO3&HCIO&HCN多元弱酸每一步电离都有一个常数Ka1、Ka2、 Ka3，以第一步电离为主Ka1最大，往下大约依次减小105（前面电离出的H+抑制后面的电离）《自》117页3《金》47页提升1。48页5
2、 电离度=已电离的弱电解质分子数（或物质的量）/所有的溶质分子总数（或物质的量）
（类似于化学反应的平衡转化率） -+-
影响电离度的因素：T、C（T↑,电离度__；溶液越稀越__电离,即电离度越__；另外同离子效应使电离度减小，如醋酸溶液中加入醋酸钠，会使醋酸的电离度减小）如：PH=2的醋酸的浓度是PH=3的醋酸浓度的10倍吗？错，大于10倍。C浓=10-2/α1、 C稀=10-3/α2
C浓/ C稀=10α2/α1&10。《自》119页20
。设计实验证明醋酸电离吸热：醋酸溶液中加入石蕊变红，加热溶液红色变深，证明溶液中[H+]增大，平衡向电离的方向移动，从而证明电离过程吸热。设计实验证明醋酸是弱电解质，常用方法测醋酸钠溶液PH&7或0.1mol/L的醋酸PH&1《自》152页21
有关电离度和电离平衡常数的计算可以仿照化学反应的三部曲法做题，会使思路清晰，过程清晰明了，准确率高。（两数相差超过100倍，二者相加或相减小的数可忽略）《金》47页典例导悟48页3《自》111页2
3、 弱电解质分子和离子的浓度不再变化时，达到电离平衡状态，该平衡是动态平衡，若改
变外界条件则电离平衡会移动：看笔记的大表格。*（1）电离平衡右移，转化率一定增大吗？不是。加水右移转化率增大，加冰醋酸右移转化率减小（2）加水稀释后，电离平衡方程式中出现的各微粒的浓度均降低但平衡中没出现的不一定，如醋酸加水稀释后
[H+]↓(平衡中出现)[OH-]反而↑（Kw不变，二者成反比）《金》47页达标5《自》118页10
4、 强弱电解质的对比
（1） 稀释过程中，强酸[H+]或强碱[OH-]每变化10倍，由C=n/V，n不变，则PH就变
化1个单位，而弱酸或弱碱则不到1个单位。原因：弱电解质稀释过程中，电离平衡不断_____移，又电离出一部分H+和OH-，使[H+]和[OH-]变化不到10倍。《金》48页4
（2） 其他情况的对比，比如HCI和CH3COOH，不论是等浓度还是等PH，只要是比较反应
速率（如与金属反应生成H2的速率，或与Na2CO3反应生成CO2的速率），那就要比较
[H+],要是比较反应能力（如中和NaOH的量或消耗Na2CO3的量），那就要看能提供的H+的总量。《金》48页6
5、 盐类的水解方程式的书写：*要写?（SnCI2水解例外，制备Fe(OH)3胶体例外），不
能写↓和↑（因为水解程度很小，生成的产物量太少）。《金》51页3注意，不要一看有水参与反应就认为是水解反应。但双盐水解（简称双水解）则由于相互促进程度很大，则正好相反，要写=↓和↑，常见的双水解反应方程式必须熟练记忆。设计实验证明醋酸钠水解是吸热过程：醋酸钠溶液中滴加酚酞，溶液变红，加热溶液红色变深，证明溶液中[OH-]增大，平衡向水解的方向移动，从而证明水解过程吸热。《金》51页达标2双水解方程式的书写：推断题中两物质混合若是既有沉淀又有气体生成马上就要想到是双水解。《金》63页6
6、 水解平衡常数Kh=Kw/Ka或者Kw/Kb，Kh越大，水解程度越大。主要影响因素是构成该
盐的弱电解质的强弱（从表达式也可看出，该盐对应的弱酸的酸性越弱即Ka越小或对应的弱碱的碱性越弱即Kb越小，盐的水解程度越大。）常见弱酸的酸性强弱见笔记，另外也可根据非金属性判断依据，非金属性越弱最高价氧化物的水化物的酸性越弱，对应的盐的碱性越强。弱碱的碱性强弱比较，可以根据金属性判断依据，金属性越弱对应的碱的碱性越弱，对应的盐的酸性就越强。另外同浓度的同种弱酸对应的盐，其正盐的碱性&酸式盐的碱性。《金》51页提升4.52页7
7、 影响水解平衡移动的条件有T、C：越热越水解（即升温平衡右移，水解度变大）越稀
越易水解（即加水水解度变大。相反越浓越难水解指增大盐的浓度，水解度变小，*此
处的“难”“易”是形容水解程度的而非平衡移动方向，两种情况下平衡均向右移动）如：PH=11的碳酸钠溶液的浓度是PH=10的碳酸钠溶液的浓度10倍吗？不是，大于10倍。另外，“显同性的离子水解相互抑制，显异性的离子水解相互促进”这句话也经常用在离子浓度大小比较上。《自》118页9
8、 盐溶液的蒸干灼烧后成分变化：易水解的盐酸盐和硝酸盐蒸干灼烧后得不到原来的成
分，如：FeCI3溶液最后变成Fe2O3，由FeCI3溶液变成FeCI3固体如何操作：在HCI气流中蒸发或在蒸发结晶过程中不断的滴加浓盐酸。
9、 离子浓度大小比较：首先要准确判断溶液的成分，以及各成分的准确浓度，其次要准确
书写各个守恒关系式。*由电解质第一步电离出的离子的浓度最大；善于利用电荷守恒判断离子浓度大小（注意适用范围：①溶液中只有4种离子②4种离子所带的电荷数相同）如HCI和NH3.H2O混合，随二者物质的量的不同，反应后溶液的酸碱性也不同，导致离子浓度大小不同,若显酸性则[H+]&[OH-]→[CI-]&[NH4+]所以
[CI-]&[NH4+]&[H+]&[OH-];若改为H2SO4和NH3.H2O混合呢？ 若混合后溶液显酸性即
[H+]&[OH-]，不能由此继续推出[SO42-]一定大于[NH4+]，要具体分析，有可能是大于，如溶液成分是硫酸铵和大量的硫酸，也有可能是小于,如恰好是硫酸铵溶液或很少量的硫酸和大量硫酸铵，甚至也有可能是二者相等。
离子浓度大小比较分单一溶液和混合溶液，对于混合溶液要注意:一、看两溶液是否反应。
二、千万注意溶液混合后体积的变化对浓度的影响，即使未参与反应的离子其浓度也会发生变化。《自》138页7。在同一体系中浓度与物质的量成正比，为了简化问题，也可以比较物质的量，但切记不要混乱，有的离子算C，有的离子算n，标准要统一。另外注意“离子”和“粒子”的区别。《自》120页22、23、24、25
比较离子浓度时要把溶液中所有存在的平衡都写出来，不可忽略水的电离。*溶液中若既有能水解的盐又有能电离的弱电解质，没有特别说明，认为弱电解质的电离程度&盐的水解程度。对于弱酸的酸式盐本身既有电离又有水解，常见的弱酸酸式强碱盐除了磷酸二氢盐和亚硫酸氢盐是电离程度&水解程度显酸性，其余的电离程度&水解程度显碱性。
从近几年的高考题看，出题方向慢慢由定性比较到定量比较转变，所以提倡根据信息灵活应变。
第3节难溶物的沉淀溶解平衡（描述未溶解的固体与已溶解的固体间的动态平衡）
1、 沉淀溶解平衡方程式的书写：注意三项?、系数配平、聚集状态
2、 溶度积常数Ksp，主要由难溶电解质本身的性质决定，外界条件只与T有关，只要
温度不变Ksp就不变，两种离子“此消则彼长”乘积不变。类似于Kw，H+和OH-在中性条件下浓度相等，非中性条件则“此消彼长”，但只要温度不变，乘积Kw就不变。《自》125页11、15。Ksp反映的是一定温度下在纯水中的溶解能力。两种沉淀当阴阳离子个数比相同时，Ksp小的在纯水中的溶解能力就小。但若是阴阳离子个数比不相同，则不一定。如，
物质在水中的溶解能力可以它们在水中形成的饱和溶液的浓度大小来衡量的，必须通过精确计算来比较。设AgCI饱和溶液的浓度=X，则X 2=1.8×10-10求出X。
设Ag2CrO4饱和溶液的浓度=Y，则（2Y）2Y=9.0×10-12求出Y，比较X、Y的大小。
3、溶解度：有两种表现形式，纯水中我们讨论某物质的溶解度一般指的是100克水中能溶
解的溶质的质量。在有同离子效应的情况下，我们一般用沉淀在溶液中的饱和浓度来衡量溶解度。如：求在0.1mol/L的NaCI溶液中AgCI的溶解度，就是求AgCI在此NaCI溶液中的浓度。设为X,则X(X+0.1)= Ksp求出X。
总结影响溶解度因素有二：温度、溶液中其他离子的影响。此处的其他离子既包括相同的离子，也包括能与平衡中出现的离子反应的离子。《自》124页4
注意：饱和溶液的特征，离子浓度、PH不随溶液体积的变化而变化，只要溶液中还有固体，沉淀溶解平衡就会向右移动保维持饱和程度。《自》125页5相关计算《自》127页17
4、有关计算：①C→Ksp，②Ksp→C，注意系数是几则次方就是几。③能否形成沉淀？通过Q和Ksp的相对大小比较，大于则会形成沉淀，Q的表达式与Ksp相同，只是表示的是瞬时浓度而非平衡浓度而已。《自》126页16、17、18④哪种离子先沉淀？生成哪种沉淀需要滴加的离子浓度小，就先沉淀哪种离子。总结：哪种离子先沉淀与两个因素有关一是Ksp，二是要沉淀的各种离子的浓度。《自》128页20离子沉淀完全的标准是，浓度&1×10-5mol/L。《金》57页典例导悟
5、沉淀转化的原理，为什么Ksp 大的电解质易转化为Ksp小的。涉及到沉淀溶解平衡的移动，分析问题要落实到Q和Ksp的大小关系上。其实，任何难溶电解质参与反应的实质都是沉淀溶解平衡的移动《自》149页25（3）②
2+2+6、沉淀溶解平衡的应用： FeS除废水中Cu、Hg；水垢的形成（MgCO3如何变成Mg（OH）
2的）；为什么不能用BaCO3做钡餐；
7、离子反应：常见气体的制备；胃舒平（AI(OH)3）治疗胃酸过多；粗盐提纯
8、重要离子检验：见学案。某溶液加入酸产生能使澄清石灰水变浑的无刺激性气味气体，
2-2-一定有CO3吗？否,HCO3-。如何继续证明是否存在CO3，另取溶液加入CaCL2溶液若产生白
2-色沉淀，则证明有CO3，*千万别加Ca(OH)2溶液。
9、离子浓度定量测定：氧化还原滴定法测定离子浓度《自》139页；酸碱中和滴定法测定离子浓度《自》141页1、2
酸式滴定管可盛___溶液，碱式滴定管可盛___溶液，读数到小数点后两位。结构：“0”刻度在上，管上标有温度，最大刻度在下（*下面还有一定体积）。必不可少的一步是“润洗”。误差判断：用标准NaOH溶液滴定HCI，配制NaOH溶液过程中，称量前固体中混有NaCO3,会使[HCI]偏高；NaOH溶液久置变质，会使[HCI]无影响；盛标准液的滴定管没润洗，[HCI]偏高；盛待测液的滴定管没润洗，[HCI]偏低；盛待测液的锥形瓶不该润洗，否则就会偏高；关于俯视仰视的问题再熟练一遍。
10、有关离子的推断题：《自》143页6、135页22。既有沉淀又有气体是双水解；AI2（SO4）3中加Ba(OH)2先产生沉淀而后沉淀部分溶解；注意此类题眼。《金》68页6、7 疑难解答：2NO2?N2O4,缩小容器体积，颜色先变深后变浅，但总体比没缩体前要深。解析：先变深是因为缩体NO2浓度瞬间变大，后变浅是因为平衡右移使NO2浓度又减少一些，但总体来讲，由于容器体积变小占主要因素，NO2浓度比缩体前要大，所以颜色还是比缩体前深。牢记，只要缩体，平衡中出现的各物质浓度都变大，就好比，只要是加水稀释，平衡中出现的各物质浓度都降低，体积的变化是主要因素。
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