水溶液中離子的平衡知識點

四維教育⑨鹽類水解方程式的書寫一般要注意一下幾點：（1）一般來說鹽類水解的程度不大，是中和反應的逆反應，由于中和反應趨于完成，所以鹽類的水解反應是微弱的，鹽類水解的離子方程式一般不寫“===”，而是寫“”。由于鹽類的水解程度一般都很小，通常不生成沉淀和氣體，因此鹽類水解的離子方程式中一般不標“↓”或“↑”的氣標，也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）寫成其分解產物的形式。（2）多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，且以第一步水解為主，例如Na2CO3的水解：第一步：CO32－+H2OHCO3－+OH－、第二步：HCO3－+H2OH2CO3+OH－。多元弱堿的陽離子水解復雜，可看做一步水解，例如Fe3+的水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。（3）多元弱酸的酸式酸根離子既有水解傾向又有電離傾向，以水解為主的，溶液顯堿性；以電離為主的溶液顯酸性。例如：HCO3－、HPO42－在溶液中以水解為主，其溶液顯堿性；HSO3－、H2PO4－在溶液中以電離為主，其溶液顯酸性。（4）能發(fā)生雙水解的離子組，一般來說水解都比較徹底，由于不形成水解平衡，書寫時生成物出現(xiàn)的沉淀、氣體物質要標明狀態(tài)，即標上“↓”、“↑”符號，中間用“=”連接，如NaHCO3溶液與Al2(SO4)3溶液混合：Al3++3HCO3－==Al(OH)3↓+3CO2↑和此類似的還有：Al3+與CO32－、HCO3－、S2－、HS－、SiO32－、AlO2－；Fe3+與CO32－、HCO3－、SiO32－、AlO2－；NH4+與SiO32－、AlO2－等。注意一定要利用電荷守恒將其配平，看反應物中是否需要加水。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：一步書寫四、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。五、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?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（2）調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：AgNO3AgCl(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