1、粒子濃度大小的比較 離子濃度大小比較方法：(1)考慮水解因素：如溶液所以(2)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對(duì)它的影響。如相同濃度的三種溶液中，由大到小的順序是cab。(3)混合液中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素。如相同濃度的的混合液中，離子濃度順序?yàn)椋旱碾婋x程度大于的水解程度。鹽溶液的“三大守恒”:電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：推出：物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會(huì)發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)改變的。如NaHCO3溶液中nc(N

2、a+)：nc(C)1：1，推出：質(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應(yīng)相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關(guān)系：(2)粒子濃度大小比較的方法：單一溶液中離子濃度大小的比較A. 一元弱酸鹽溶液中離子濃度的關(guān)系是：c(不水解離子)c(水解離子)c(顯性離子)c(水電離出的另一離子)如：在CH3COONa溶液中各離子濃度大小關(guān)系：B. 二元弱酸鹽溶液中離子濃度的關(guān)系是：c(不水解離子)c(水解離子)c(顯性離子) c(二級(jí)水解離子)c(水電離出的另一離子)如：Na2CO3溶液中離子濃

3、度的關(guān)系：比較不同電解質(zhì)溶液中同一種粒子濃度的大小。應(yīng)注意弱酸、弱堿電離程度的大小以及影響電離度的因素，鹽類水解及水解程度對(duì)該粒子濃度的影響。比較經(jīng)過反應(yīng)化學(xué)反應(yīng)后離子濃度的大?。篈. 確定電解質(zhì)溶液的成分B. 確定溶液中含哪些粒子(分子、離子)，此時(shí)要考慮物質(zhì)的電離和水解情況C. 確定各種粒子的濃度或物質(zhì)的量的大小D. 根據(jù)題目要求做出判斷注：要抓住“兩小”。即弱電解質(zhì)電離程度小，故未電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)遠(yuǎn)多于已電離出離子數(shù)目；鹽的水解程度小，故未水解的粒子數(shù)目遠(yuǎn)多于水解生成的粒子數(shù)目鹽水解的影響因素 影響鹽類水解平衡的因素:主要因素是鹽本身的性質(zhì)，組成的鹽的酸根對(duì)應(yīng)的酸越弱（或陽離子對(duì)應(yīng)的

4、堿越弱），水解程度就越大，另外還受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度水解程度增大；(2)濃度：鹽的濃度越小，水解程度越大，但溶液的酸堿性一般越弱；(3)外加酸堿：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解，使鹽的水解程度降低，但由于酸（或堿）的加入，使溶液的酸（堿性）增強(qiáng)。例如: 外界條件對(duì)水解平衡的影響(4)能水解的陽離子與能水解的陰離子混合，會(huì)相互促進(jìn)水解。常見的含下列離子的兩種鹽混合時(shí)，會(huì)發(fā)生較徹底的雙水解反應(yīng)：陽離子：Fe3+、Al3+；陰離子：CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-、SO32-、HSO3-等。(5)Fe3+與S2-、HS-、S

5、O32-、HSO3-等還原性離子發(fā)生氧化還原反應(yīng)，而不是發(fā)生雙水解反應(yīng)。(6)HCO3-與AlO2-在溶液中也不能共存，可發(fā)生反應(yīng)產(chǎn)生白色沉淀，但不是由于雙水解反應(yīng)，而是： 鹽類水解程度大小比較規(guī)律：1鹽水解生成的弱酸(或弱堿)越弱，水解程度越大。常據(jù)此判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱：如等濃度的三種鹽溶液，pH依次增大，則弱酸根離子的水解程度依次增大，所以酸性HXHYHZ。2相同條件下：正鹽相應(yīng)酸式鹽。如水解程度3相互促進(jìn)水解的鹽單水解的鹽相互抑制水解的鹽。如水解程度鹽類水解判斷溶液酸堿性或比較溶液pH值的大小 鹽類水解原理的應(yīng)用:(1)鹽水解的規(guī)律：誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，都弱都水

6、解，無弱不水解多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解(2)具體分析一下幾種情況：強(qiáng)堿弱酸的正鹽：弱酸的陰離子發(fā)生水解，水解顯堿性；如：Na2CO3、NaAc等強(qiáng)酸弱堿的正鹽：弱堿的陽離子發(fā)生水解，水解顯酸性；如：NH4Cl、FeCl3、CuCl2等；強(qiáng)酸強(qiáng)堿的正鹽，不發(fā)生水解；如：Na2SO4、NaCl、KNO3等；弱酸弱堿的正鹽：弱酸的陰離子和弱堿的陽離子都發(fā)生水解，溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，誰強(qiáng)顯誰性；強(qiáng)酸的酸式鹽只電離不水解，溶液顯酸性，如：NaHSO4；而弱酸的酸式鹽，既電離又水解，此時(shí)必須考慮其電離和水解程度的相對(duì)大?。喝綦婋x程度大于水

7、解程度，則溶液顯酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4；若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等。(3)幾種鹽溶液pH大小的比較強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽pH=7、強(qiáng)堿弱酸鹽pH7、強(qiáng)酸弱堿鹽pHNa2CO3 酸式鹽溶液酸堿性的判斷：酸式鹽的水溶液顯什么性，要看該鹽的組成微粒。1強(qiáng)酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性。如溶液：2弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對(duì)大小。(1)若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。例如溶液中：溶液顯堿性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦顯堿性(2)若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。例如溶液中：溶液

8、顯酸性溶液亦顯酸性。鹽溶液蒸干后所得物質(zhì)的判斷：1考慮鹽是否分解。如加熱蒸干溶液，因分解，所得固體應(yīng)是2考慮氧化還原反應(yīng)。如加熱蒸干溶液，因易被氧化，所得固體應(yīng)是3鹽水解生成揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得到弱堿，如蒸干溶液，得鹽水解生成不揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般仍為原物質(zhì)，如蒸干溶液，得4鹽水解生成強(qiáng)堿時(shí)，蒸干后一般得到原物質(zhì)，如蒸干溶液，得到等。5有時(shí)要多方面考慮，如加熱蒸干溶液時(shí)，既要考慮水解，又要考慮的分解，所得固體為沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡:1、定義：在一定條件下，當(dāng)難容電解質(zhì)的溶解速率與溶液中的有關(guān)離子重新生成沉淀的速率相等，此時(shí)溶液中存在的溶解和沉淀間的動(dòng)態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。例如:

9、2、沉淀溶解平衡的特征：(1)逆：沉淀溶解平衡是可逆過程。(2)等：(3)動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，溶解的速率和沉淀的速率相等且不為零。(4)定：達(dá)到平衡時(shí)，溶液中各離子的濃度保持不變，(5)變：當(dāng)外界條件改變時(shí)，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，達(dá)到新的平衡。3、沉淀溶解平衡的影響因素(1)內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)。(2)外因a濃度：加水稀釋，沉淀溶解平衡向溶解的方向移動(dòng)，但不變。b.溫度：多數(shù)難溶電解質(zhì)溶于水是吸熱的，所以升高溫度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移動(dòng)，同時(shí)變大。c.同離子效應(yīng)：向沉淀溶解平衡體系中，加入含原體系中某離子的物質(zhì)，平衡向沉淀生成的方向移動(dòng)，但不變。d其他：向沉淀溶解平衡體系中，加入可與體系巾

10、某些離子反應(yīng)生成更難溶的物質(zhì)或氣體的物質(zhì)，平衡向溶解的方向移動(dòng)，不變。 沉淀溶解平衡的應(yīng)用：1沉淀的生成(1)意義：在涉及無機(jī)制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中，常利用生成沉淀來達(dá)到分離或除去某些離子的目的。(2)方法a調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH至78，可使轉(zhuǎn)變?yōu)槌恋矶?。b加沉淀劑法：如以等作沉淀劑，使某些金屬離子如等生成極難溶的硫化物等沉淀，也是分離、除雜常用的方法。說明：化學(xué)上通常認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于時(shí)即沉淀完全。2沉淀的溶解(1)意義：在實(shí)際工作中，常常會(huì)遇到需要使難溶物質(zhì)溶解的問題、根據(jù)平衡移動(dòng)原理，對(duì)于在水中難

11、溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去沉淀溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡就會(huì)向沉淀溶解的方向移動(dòng)，使沉淀溶解。(2)方法a生成弱電解質(zhì)：加入適當(dāng)?shù)奈镔|(zhì)，使其與沉淀溶解平衡體系中的某離子反應(yīng)生成弱電解質(zhì)。如向沉淀中加入溶液，結(jié)合生成使的溶解平衡向右移動(dòng)。b生成配合物：加入適當(dāng)?shù)奈镔|(zhì)，使其與沉淀反應(yīng)生成配合物。如:c氧化還原法：加入適當(dāng)?shù)奈镔|(zhì)，使其與沉淀發(fā)生氧化還原反應(yīng)而使沉淀溶解。d沉淀轉(zhuǎn)化溶解法：本法是將難溶物轉(zhuǎn)化為能用上述三種方法之一溶解的沉淀，然后再溶解：如向中加入飽和溶液使轉(zhuǎn)化為再將溶于鹽酸。3沉淀的轉(zhuǎn)化(1)實(shí)質(zhì)：沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)就是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。一般來說，溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更

12、小的沉淀容易實(shí)現(xiàn)。例如(2)沉淀轉(zhuǎn)化在工業(yè)上的應(yīng)用在工業(yè)廢水處理的過程中，用FeS等難溶物作沉淀劑除去廢水中的重金屬離子水的離子積常數(shù) 水的電離：水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離：實(shí)驗(yàn)測得：25時(shí)，1L純水中只有的水分子發(fā)生電離，故25時(shí)純水中水的離子積：在一定溫度下，水電離出的c(H+)與c(OH-)的乘積是一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，用符號(hào)表示，即(1)在一定溫度下，水的離子積都是一個(gè)常數(shù)，在25時(shí)(2)隨溫度的變化而變化，溫度升高，增大。(3)水的離子積常數(shù)揭示了在任何水溶液中均存在水的電離平衡，都有存在。在酸性或堿性的稀溶液中，當(dāng)溫度為25時(shí)，(4)在酸或堿的稀溶

13、液中，由水電離出的c(H+)和c(OH-)總相等即如25時(shí)或NaOH溶液中， 溶液中c(H+)或c(OH-)的計(jì)算:常溫下，稀溶液中的乘積總是知道就可以計(jì)算出反之亦然1酸溶液當(dāng)在水中加入酸后，將使水的電離平衡向左移動(dòng) (抑制水的電離)。在酸的水溶液中，H+主要由酸電離產(chǎn)生，即而OH-是由水電離產(chǎn)生的：2堿溶液同理，在堿的水溶液中，OH-主要由堿電離產(chǎn)生，即而H+是由水電離產(chǎn)生的：3鹽溶液在鹽的水溶液中，H+和OH-全部來自水的電離，且(1)若單一水解的鹽的水溶液呈酸性，c(H+) c(OH-)，即弱堿陽離子水解(2)若單一水解的鹽的水溶液呈堿性，c(OH一) c(H+)，即弱酸陰離子水解說明:

14、由以上分析可以看出，在常溫下(25)：酸(或堿)的溶液中，發(fā)生水解的鹽溶液中但總成立。水的電離:水是一種極弱的電解質(zhì)，可以發(fā)生微弱電離，電離方程式為：H2OH+OH-。25時(shí)，水電離出來的c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L注：水的電離是永恒存在的，不研究水溶液的體系中均存在水的電離平衡，不要忽略H+和OH-共同存在。影響水電離平衡的因素：溶液pH的有關(guān)計(jì)算 溶液pH的計(jì)算方法：總體原則(1)若溶液為酸性，先求C(H+)，再求pH；(2)若溶液為堿性，先求C(OH-)，再由，最后求pH。1單一溶液pH的計(jì)算(1)強(qiáng)酸溶液，如溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為(2)強(qiáng)堿溶液，如溶液，設(shè)溶質(zhì)的物

15、質(zhì)的量濃度為2兩強(qiáng)酸混合后pH的計(jì)算由先求出混后的再根據(jù)公式求pH。若兩強(qiáng)酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加03。如pH=3和pH=5的鹽酸等體積混合后，pH=33。3兩強(qiáng)堿混合后pH的計(jì)算由先求出混臺(tái)后的再通過求出混合后的c(H+)，最后求pH。若兩強(qiáng)堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的減03。如pH=9和pH=11的燒堿溶液等體積混合后， pH=107。4強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合后pH的計(jì)算強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合的實(shí)質(zhì)是中和反應(yīng)即中和后溶液的pH有以下幾種情況：(1)若恰好中和，pH=7。(2)若剩余酸，先求中和后的c(H+)，再求

16、pH。(3)若剩余堿，先求中和后的c(OH-)，再通過求出最后求pH.注意:強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合后溶液酸堿性的判斷規(guī)律：若二者pH之和為14，則混合后的溶液呈中性， pH=7若二者pH之和大于14，則混合后的溶液呈堿性若二者pH之和小于14，則混合后的溶液呈酸性，5溶液稀釋后求pH(1)對(duì)于強(qiáng)酸溶液，每稀釋10倍體積，pH增大1 個(gè)單位；對(duì)于弱酸溶液，每稀釋10倍體積，pH增大不足一個(gè)單位。無論稀釋多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趨近于7。(2)對(duì)于強(qiáng)堿溶液，每稀釋10倍體積，pH減小1 個(gè)單位；對(duì)于弱堿溶液，每稀釋10倍體積，pH減小不足一個(gè)單位。無論稀釋多少倍，堿溶液的pH不能等

17、于或小于7，只能趨近于7。例如：pH=6的HCl溶液稀釋100倍，溶液pH7 (不能大于7)；pH=8的NaOH溶液稀釋100倍，溶液pH7(不能小于7)：pH=3的HCl溶液稀釋100倍，溶液pH=5；pH=10的NaOH溶液稀釋100倍，溶液pH=8。注意：弱酸、弱堿的稀釋：在稀釋過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范同。例如：pH=3的溶液稀釋100倍，稀釋后pH=10的溶液稀釋100倍，稀釋后8Fe2+Br-,所以在FeI2或者FeBr2中通入一定量的Cl2，發(fā)生不同的離子反應(yīng)，依次為：（1）2I-+Cl2=2Cl-+I2（2）2Fe2+Cl2=2F

18、e3+2Cl-（3）2Br-+Cl2=2Cl-+Br24.目標(biāo)型向明礬溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至硫酸根離子剛好沉淀完全 Al3+SO42-+Ba2+4OH-=AlO2-+2BaSO4+2H2O向明礬溶液逐滴滴加Ba(OH)2溶液至鋁離子剛好沉淀完全 Al3+SO42-+Ba2+3OH-=Al(OH)3+2BaSO4 鹽類水解:1定義：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類水解。2實(shí)質(zhì)：生成弱電解質(zhì)，使水的電離平衡被破壞而建立新的平衡。3條件：鹽中必須有弱酸根離子或弱堿陽離子，鹽溶于水。4特點(diǎn)：可逆性，寫水解離子方程式時(shí)要用“” 水解是吸熱過程，是中和反應(yīng)的逆過程。一般，水解的程度較小，寫離子方程式時(shí)，不能用“”或“”符號(hào)。多元弱酸根分步水解，以第一步為主。多元弱堿陽離子一步水解。5規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解。誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性。越弱越水解，都弱都水解。例如：25時(shí)