高中化學選修4第三章水溶液中的離子平衡知識點和題型總結(jié)

1、水溶液中的離子平穩(wěn)一、弱 電 解 質(zhì) 的電、弱電 解質(zhì) 1 學問 要點1、定 義：電 解質(zhì)、非電 解質(zhì)混和物物質(zhì)純潔 物化合物電解質(zhì)強電 解質(zhì)：強 酸 、強 堿 、絕 大 多數(shù)金屬氧化物和 鹽；如HCl 、 NaOH 、 NaCl 、 BaSO 4弱電 解質(zhì)：弱酸、弱堿和水；如HClO 、 NH 3H 2O、 CuOH 2、H 2O . .以下 說 法中正確選項（非電 解質(zhì)：大多數(shù)非金屬氧化物和有機物；如 SO3、 CO 2、 C 6H 12O 6、 CCl 4、 CH 2=CH 2. .）A 、能溶于水的 鹽,不溶于水的 鹽 是非電 解質(zhì)溶液中不存在溶 質(zhì) 分子；弱 電 解質(zhì) 溶液中必存在溶

2、 質(zhì) 分子；C 、在熔融狀 態(tài) 下能導 電的化合物肯定是離子化合物,也肯定是 強D 、 Na 2O 2 和 SO2 溶液于水后所得溶液均能 電,故兩者均是電 解質(zhì)2、電 解 質(zhì) 與非電 解質(zhì) 本質(zhì) 區(qū)分在肯定條件下（溶于水或熔化）能否 離（以能否 導 離 ）離子化合物或共價化合物 非 電 解質(zhì) 共價化合物離子化合物與共價化合物 別方法：熔融狀 態(tài) 下能否 導以下 說 法中錯 誤的是（）A、非 電 解質(zhì) 肯定是共價化合物；離子化合物肯定是；的水溶液肯定能 導 電；非電 解質(zhì) 的水溶液肯定不 導C、濃 度相同 時 的 水溶液的 導 電性肯定比弱電 解質(zhì)D、相同條件下,pH 相同的 鹽 酸和醋酸的

3、導 電性相同；與 弱電 質(zhì)的本質(zhì) 區(qū)分在水溶液中是否完全 離（或是否存在 電 離平穩(wěn)）留意： 電 解 質(zhì)、非 電 解質(zhì) 都 是化合物 SO2、 NH 3、 CO 2 等屬于非 電 解質(zhì)不 等于 易溶于水的化合物（如 BaSO 4 不溶于水,但溶于水的 BaSO 4 全部電 離,故 BaSO 4為 強電 解質(zhì)4、強 弱 電 解質(zhì) 通過 試驗 進行判定的方法 以 HAc 為 例 ：（ 1）溶液 導（ 2）測 0.01mol/LHAc 溶液的 pH2 ；（ 3）測 NaAc 溶液的 pH值（ 4） 測 pH= a 的 HAc 稀釋 100 倍后所得溶液 pHa +2 （ 5）將物 質(zhì) 的量濃 度相同

4、的 HAc 溶液和 NaOH 溶液等體 積 混合后溶液呈堿性（ 6）中和 10mLpH=1 的 HAc 溶液消耗 pH=13 的 NaOH 溶液的體 積 大于 10mL; （ 7）將 pH=1 的 HAc 溶液與 pH=13 的 NaOH 溶液等體 積 混合后溶液呈酸性（ 8）比 較 物質(zhì) 的量濃 度相同的 HAc 溶液與 鹽 酸分別 與同樣 的 鋅 粒反應 產(chǎn)憤怒體的速率正確的方法是 和；最 難 以 實 現(xiàn)的是,說 明 理由；（提示：實 驗室能否配制 0.1mol/L 的HAc ？能否配制 pH=1 的 HAc ？ 為 什么？）5、強 酸 （ HA ）與弱酸（HB ）的區(qū) 別1溶液的物 質(zhì)

5、的量濃 度相同 時 pH HA pH HB2pH 值 相同時,溶液的 濃 C HA CHB3pH 相同 時,加水稀 釋 同等倍數(shù)后,pH HA pH HB物質(zhì) 的量 濃 度相同的 鹽 酸、硫酸和醋酸溶液,pH 最小的是, pH 最大的是；體 積 相同時 分別 與同種 NaOH 溶液反應,消耗 NaOH 溶液的體 積 大小關系 為pH 相同的 鹽 酸、硫酸和醋酸溶液,物 的量濃 度最小的是,最大的是；體 積 相同 時 分別 與 同種 NaOH 溶液反應,消耗 NaOH 溶液的體 積 大小關系 為+為 乙 酸中 cH +的 3 倍,欲使兩溶液中 cH +相等, 就甲酸和乙酸都是弱酸,當它 的 濃

6、度均 為 0.10mol/L 時,甲酸中的 cH 將甲酸稀 釋 至原先的 3 倍（填“” 或 =“ ）” ；試 推 測 丙酸的酸性比乙酸 強 仍是弱；二、水的 電 離和溶液的酸堿性+ + OH- 水的離子 積 K W = H + OH - 1、水離平穩(wěn)：H 2O H + - -7 + - -14 25 時 , H =OH =10 mol/L ; K W = H OH = 10 留意 ： K W 只與溫度有關,溫度肯定,K W值 肯定K W 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 離平穩(wěn)的外界因素：酸、堿：抑制

7、水的電離（pH 之和為14 的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制）溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）易水解的鹽：促進水的電離（pH 之和為 14 兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進）試比較 pH=3 的 HAc 、 pH=4 的 NH 4Cl 、 pH=11 的 NaOH 、 pH=10Na 2CO 3 四種溶液中水的電離程度從大到小的次序是；4、溶液的酸堿性和 pH ：+ （ 1） pH= -lgH 留意：酸性溶液不肯定是酸溶液（可能是 溶液）； pH 7 溶液不肯定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）；堿性溶液不肯定是堿溶液（可能是 溶液）；已知 100 時,水的 K W=1 10 -

8、12 ,就該溫度下（ 1） NaCl 的水溶液中 H += ,pH = ,溶液呈 性；（ 2） 0.005mol/L 的稀硫酸的 pH= ； 0.01mol/L 的 NaOH 溶液的 pH= （ 2） pH 的測定方法：酸堿指示劑甲基橙、石蕊、酚酞是pH 試紙最簡潔的方法；操作：將一小塊pH 試紙放在干凈的玻璃片上,用玻璃棒沾取未知液點試紙中部,然后與標準比色卡比較讀數(shù)即可；留意：事先不能用水潮濕PH 試紙；只能讀取整數(shù)值或范疇用 濕 潤 的pH 試 紙 測 某 稀 溶 液 的pH , 所 測 結(jié) 果（ 填“ 偏 大 ” 、“ 偏 小 ” 、“ 不 變 ” 或 “ 不 能 確 定 ” ）, 理

9、 由；（ 3）常用酸堿指示劑及其變色范疇：指示劑 5 紅色變色范疇的PH 8 藍色石蕊5 8 紫色甲基橙 3.1 紅色3.1 4.4 橙色 4.4 黃色酚酞 8 無色8 10 淺紅 10 紅色試依據(jù)上述三種指示劑的變色范疇,回答以下問題：強酸滴定強堿最好選用的指示劑為：,緣由是；強堿滴定強酸最好選用的指示劑為：,緣由是；中和滴定不用石蕊作指示劑的緣由是；三 、混合液的 pH 值運算方法公式 混； OH-有+混：將兩種酸中的 H+離子數(shù)相加除以總體積,再求其它）1、強酸與強酸的混合：（先求 H +混 = （ H+ 1V 1+H +2V2） /（ V 1+V2）H - 混：將兩種酸中的 OH -離

10、子數(shù)相加除以總體積,再求其它）2、強堿與強堿的混合：（先求 OH OH-混 （ OH - 1V 1+OH -2V 2） /（ V 1+V 2）留意 :不能直接運算 H+ 混 + + OH- =H +或 OH-, H+有余,就用余下的 H+數(shù)除以溶液總體積求 H+ 3、強酸與強堿的混合：（先據(jù) H 2O 運算余下的 H 余,就用余下的 OH-數(shù)除以溶液總體積求 OH - 混,再求其它）混,再求其它）留意 ：在加法運算中,相差 100 倍以上（含 100 倍）的,小的可以忽視不計！將 pH=1 的 HCl 和 pH=10 的 NaOH 溶液等體積混合,所得溶液的 pH= ；將 pH=5 的 H 2

11、SO 4和 pH=12 的 NaOH 溶液等體積混合,所得溶液的 pH= ； 20mLpH=5 的鹽酸中加入 1 滴（ 0.05mL ） 0.004mol/LBaOH 2 溶液后 pH= ；四、稀釋過程溶液 pH 值的變化規(guī)律：n 倍時, pH 稀 =pH 原+ n （但始終不能大于或等于 7） 1、強酸溶液：稀釋 10 n 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 10 n 倍時, pH 稀=pH 原 n （但始終不能小于或等于 7） 3、強堿溶液：稀釋 10 n 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 10

12、 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 均為 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；pH=3 的 HCl 稀釋 100 倍后溶液的 pH 變?yōu)椋?pH=3 的 HAc 溶液稀釋 100 倍后 pH 為,如使其 pH 變?yōu)?5,應稀釋的倍+ ：SO 42-= ； pH=10 的 NaOH 溶液稀釋 100 倍后數(shù)應（填不等號）100； pH=5 的稀硫酸稀釋 1000 倍后溶液中 H 溶液的pH 變?yōu)椋?pH=10 的 NaAc 溶液稀釋10 倍后溶液的pH 為；五、“ 酸、堿恰好完全反應” 與“ 自

13、由H+與 OH-恰好中和” 酸堿性判定方法1、酸、堿恰好反應（現(xiàn)金+存款相等）：恰好生成鹽和水,看鹽的水解判定溶液酸堿性；（無水解,呈中性）2、自由 H +與 OH-恰好中和（現(xiàn)金相等）生成鹽和水,弱者大量剩余,弱者電離顯性；,即“14 規(guī)章： pH 之和為14 的兩溶液等體積混合,誰弱顯誰性,無弱顯中性；” ：性 , 原 因（無弱者,呈中性）1100mLpH=3 的 H 2SO 4 中 加入10mL0.01mol/L 氨水后溶液呈性,緣由是；pH=3 的HCl 與pH=11 的氨 水 等體 積 混合 后溶 液 呈是；（ 2）室溫時,0.01mol/L 某一元弱酸只有1%發(fā)生了電離,就以下說法

14、錯誤選項A 、上述弱酸溶液的pH 4 B、 加入等體積0.01mol/LNaOH 溶液后,所得溶液的pH 7 C、加入等體積0.01mol/LNaOH 溶液后,所得溶液的pH 7 D、加入等體積pH=10 的 NaOH 溶液后,所得溶液的pH 7 六、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解規(guī)律：有弱才水解,無弱不水解,越弱越水解；誰強顯誰性,兩弱相促進,兩強不水解；多元弱酸根,濃度相同時正酸根比酸式酸水解程度大,堿性更強；弱酸酸性強弱比較：如 :Na 2CO 3 NaHCO 3 A 、同主族元素最高價含氧酸的酸性遞減,無氧酸的酸性遞增（利用特別值進行記憶；如酸性：HFH3PO4）B、

15、飽和一元脂肪酸的碳原子數(shù)越小,酸性越強（如 HCOOHCH 3COOH ）C、一些常見的酸的酸性：HClO 、 HAlO 2、苯酚為極弱酸；醋酸 碳酸；磷酸和 H 2SO3 為中強酸；HClO 4 為 最強含氧酸等；（ 1）以下物質(zhì)不水解的是；水解呈酸性的是；水解呈堿性的是 FeS NaI NaHSO 4 KF NH 4NO 3 C 1 7H 35COONa （ 2）濃度相同時,以下溶液性質(zhì)的比較錯誤選項（）酸性： H 2SH 2Se 堿性：Na 2SNaHS 堿性： HCOONaCH 3COONa 水的電離程度：NaAcNaAlO 2 溶液的 pH： NaHSO 3Na 2SO 4NaHCO

16、 3NaClO 2、鹽類水解的特點：（1）可逆（ 2）程度?。?3）吸熱以下說法錯誤選項：A 、 NaHCO 3 溶液中碳元素主要以 HCO 3-存在；B 、 Na2CO 3 溶液中滴加酚酞呈紅色,加熱紅色變深；C、 NH 4Cl 溶液呈酸性這一事實能說明氨水為弱堿；D 、在稀醋酸中加醋酸鈉固體能促進醋酸的電離；3、影響鹽類水解的外界因素：溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱）濃度：濃度越小,水解程度越大（越稀越水解）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）CO 3 Na 2CO 3 溶液呈堿性原緣由用方程式表示為；能削減Na2CO

17、 3 溶液中2-濃度的措施可以是（）NH 4Cl 加少量NaHCO 3 固體加少量 NH 42CO 3 固體加熱加少量加水稀釋加少量NaOH 4、酸式鹽溶液的酸堿性：只電離不水解：如HSO 4-（如 : HSO 3- 、 H2PO4-） 電離程度水解程度,顯酸性- - 2-）水解程度電離程度,顯堿性（如： HCO 3 、HS 、 HPO 4寫出 NaH 2PO 4 溶液中全部的水解和電離方程式,并指示溶液中2- H3PO4、 HPO 4 與H 2PO 4-的大小關系；5、雙水解反應：（ 1）構(gòu)成鹽的陰陽離子均能發(fā)生水解的反應為雙水解反應（即弱酸弱堿鹽）；雙水解反應相互促進,水解程度較大,有的甚

18、至水解 完全；其促進過程以 NH 4Ac 為例說明如下：+ - + + - NH 4Ac = NH 4 + Ac NH 4 Ac + H 2O HAc + OH + H 2O NH 3H 2O + H 兩個水解反應生成的 H+和 OH反應生成水而使兩個水解反應的生成物濃度均削減,平穩(wěn)均右移；3+、 Al 3+與 AlO -、 CO 2-HCO 3-、 S2-HS -、 SO32-HSO 3-；其特點是相互水解成沉淀或氣體； （ 2）常見的雙水解反應完全的為：Fe 2 3 雙水解完全的方程式寫“=” 并標“ ” ,其離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平穩(wěn),如：2Al 3+ + 3S2- + 6H 2O

19、 = 2AlOH 3 + 3H 2S 寫出 Al 3+與 CO 32-、 HCO 3-在水溶液中反應的離子方程式：,為；在足量Na2CO 3 溶液中加少量硫酸鋁溶液的離子方程式, 泡 沫 滅 火 器 中 使 用 硫 酸 鋁 與 小 蘇 打 而 不 用 純 堿 的 原 因是；能鑒別Na 2CO 3、 NaOH 、 NaCl 、 AgNO 3 和苯酚鈉五種溶液的一種試劑是6、鹽類水解的應用：N、 P、 K 三元素不能變成 和 ）混施化肥（泡沫滅火劑（用硫酸鋁和小蘇打為原料,雙水解） FeCl 3 溶液止血劑（血漿為膠體,電解質(zhì)溶液使膠體凝結(jié)）明礬凈水（Al 3+水解成氫氧化鋁膠體,膠體具有很大的表

20、面積,吸附水中懸浮物而聚沉） NH 4Cl 焊接金屬（氯化銨呈酸性,能溶解鐵銹） 判定溶液酸堿性（強者顯性）比較鹽溶液離子濃度的大小 判定離子共存（雙水解的離子產(chǎn)生沉淀和氣體的不能大量共存） 配制鹽溶液（加對應的酸防止水解）七、電離、水解方程式的書寫原就1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書寫原就：分步書寫+ + HS- ；HS- H+ + S2- 例： H 2S 的電離 H 2S H 2- HS- + OH- H 2O + HS- H 2S + OH- 例： Na2S 的水解：H2O+ S 留意： 不管是水解仍是電離,都打算于第一步,其次步一般相當柔弱；2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離

21、（水解）書寫原就：一步書寫例： Al 3+ + 3H 2O AlOH 3 + 3H + 以下方程式中屬于電離方程式的是；屬于水解方程式的是A 、 HCO 3- +H 2O H 3O + + CO 32- B、 BaSO 4 = Ba2+ + SO 42-C、 AlO 2- + 2H 2O AlOH 3 + OH- D、 CaCO 3s Ca2+ + CO 32-八、溶液中微粒濃度的大小比較1、基本原就：抓住溶液中微粒濃度必需滿意的兩種守恒關系：電荷守恒（ 電荷數(shù)前移）: 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)的乘積之和物料守恒 原子個數(shù)前移 :某原子

22、的總量 或總濃度 其以各種形式存在的全部微粒的量 或濃度 之和+個數(shù)前移 : ： 質(zhì)子守恒 得失 H 得質(zhì)子后形成的微粒濃度 得質(zhì)子數(shù) = 失質(zhì)子后形成的微粒濃度 失質(zhì)子數(shù)2、同濃度的弱酸和其弱酸鹽、同濃度的弱堿和其弱堿鹽的電離和水解強弱規(guī)律：中?；瘜W常見的有三對等濃度的 HAc 與 NaAc 的混合溶液：弱酸的電離其對應弱酸鹽的水解,溶液呈酸性 等濃度的 NH 3H2O 與 NH 4Cl 的混合液：弱堿的電離其對應弱堿鹽的水解,溶液呈堿性等濃度的 HCN 與 NaCN 的混合溶液：弱酸的電離 其對應弱酸鹽的水解,溶液呈堿性把握其處理方法（即抓主要沖突）例： 0.1mol/LCH 3COOH

23、和0.1mol/LCH 3COONa 溶液等體積混合后溶液呈酸性,就溶液呈酸性,CH 3COOH 的電離CH 3COONa 的水解,HAc0.1mol/L. （由于NaAc 的水解呈堿性被HAc 的電離呈酸性所掩蓋,故可當作 “ 只HAc 電離, 而 NaAc 不水解”考慮, 即只考慮酸的電離；）九、酸堿中和滴定（見專題）十、溶解平穩(wěn)1、難溶電解質(zhì)的溶解平穩(wěn)的一些常見學問（ 1）溶解度小于0.01g 的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)；生成難溶電解質(zhì)的反應為完全反應,用“=” ；10-7mol/LOH -；（ 1）強酸弱堿鹽：如 AlCl 3,水電離產(chǎn)生的 OH +部分被陰離子結(jié)合生成了難電離的弱酸,故使

24、溶液中 OH- H + ；（ 2）強堿弱酸鹽：如 NaAc ,水電離產(chǎn)生的 H 4、酸式鹽中 NaHSO 4、 NaHSO 3、 NaH 2PO 4 中酸根離子以電離為主,故顯酸性而抑制水的電離,其余均以水解為主而促進水的電離；已知某NaHSO 3 溶液的pH=4 ,就有關NaHSO 3 溶液的說法中正確選項（）A 、 NaHSO 3 溶液中水的電離程度小于Na 2SO3 溶液,也小于Na 2SO 4 溶液- 2- B 、 HSO 3 H 2SO 3SO 3 C、該溶液中由水電離出的 H +為 1 10-4mol/L D 、加入少量 NaOH 使溶液的 pH 上升會使水的電離受抑制五、 Qc

25、與 K Q c為濃度商：是指剛開頭反應（但未反應）時平穩(wěn)體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比（對于溶液是指混合后但不反應時的濃度）K 為平穩(wěn)常數(shù)：是指可逆反應達到平穩(wěn)時體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比；在化學平穩(wěn)、電離平穩(wěn)、水解平穩(wěn)、溶解平穩(wěn)四大平衡中分別有不同的名稱：化學平穩(wěn)常數(shù)K 、電離常數(shù)K a、水解常數(shù)Kh、溶度積K sp；2 溶液等體積混合,試通過運算溶液中是否Q c與 K 的相對大小可反映出體系是否為平穩(wěn)狀態(tài)：（1）Q cK ,過平穩(wěn)狀態(tài),反應將逆向進行；（2）Q c=K ,平穩(wěn)狀態(tài)；（3）Q cK ,未平穩(wěn)狀態(tài),反應將正向進行已知 25 時CaSO4 的 Ksp=9.1 10 -6 ,如將0

26、.02mol/L 的 Na2SO4 溶液與0.004mol/LCaCl 有沉淀析出六、解題方法1、溶液導電才能的變化【例 1】把 0.05mol NaOH 固體分別加入到 100mL 以下液體中,溶液的導電才能變化最小的是1 硫酸 B 0.6 mol L 1 鹽酸 A 0.05 mol L 1 的醋酸；D 0.5 mol L C 0.5 mol L 1KCl 溶液方法：寫將化學程式改為離子方程式的第一步,比較反應前后溶液中離子數(shù)的變化關鍵：不需考慮弱電解質(zhì)的電離及離子的水解；留意加入物質(zhì)是否過量+ 2、水電離出的 H 濃度為已知條件的離子共存判定+） =1 10-14mol/L 的溶液中,肯定

27、可以大量共存的離子組是【例 2】在由水電離產(chǎn)生的 c（ H +,Al 3+,Br-,SO 42- BNa +,Mg 2+,Cl-,NO 3- CK +,Ba2+,Cl-,NO 3- DK +,Na +,SO 32-,SO 42- ANH 4+ -14 方法：“ 由水電離產(chǎn)生的 c（ H ）=110 mol/L 的溶液” 即溶液的 pH 可能為 14 也可能為 0；也即“ 以下各組離子既能大量存在于酸性+濃度大于 10-7mol/L ,就溶液肯定呈酸性,溶質(zhì)中肯定有強酸 溶液中也能大量存在于堿性溶液之中的是”；留意： 如由水電離產(chǎn)生的 H 弱堿鹽；+） =1 10-5mol/L 的溶液,其溶質(zhì)可

28、能是【例 3】由水電離產(chǎn)生的 c（ H A 、 NaHSO 4 B、 AlCl 3 C、 H 2SO4 D 、NaH 2PO 4 3、 14 規(guī)章的運用【例 4】將 pH=3 的鹽酸溶液和 pH=11 的氨水等體積混合后,溶液中離子濃度關系正確選項：+ - - + - - A NH 4 Cl H OH B NH 4 Cl OH H C Cl OH - NH 4+ H - D Cl - NH 4+ OH- H 解析：利用“pH 之和為 14 的酸堿等體積混合后,誰弱誰過量顯誰性；” 規(guī)律,判定反應后溶液為 NH 4Cl 和 NH 3 H 2O 的混合溶液且呈堿性,而溶液呈堿性,就以氨水的電離為主

29、,應選 B 【例 5】在常溫下 10mLpH=10 的 KOH 溶液中,加入 pH=4 的一元酸 HA 溶液至 pH 剛好等于 7（設反應前后體積不變）,就對反應后溶液的表達正確選項A、 A - = K + B 、 H + = OH -K +V 鹽酸=V 醋酸 （或 V 硫酸 =2V 鹽酸 =2V 醋酸 ）；H 2SO 4, HAc ； V 醋 酸V 鹽酸 =V 硫酸 ； ,弱二、水的電離和溶液的酸堿性3、 NH 4Cl=Na 2CO 3 HAc=NaOH 4、（1）強酸弱堿鹽；強堿弱酸鹽；10 HAc 為弱酸,隨溶液的的稀釋而電離程度增加,故難以配制；-6mol/L , 6,中； 2, 10

30、 （ 2）不能確定；酸性溶液偏大,中性溶液不變,堿性溶液偏?。?3）酚酞；變色明顯,酚酞褪色時pH 最接近7；甲基橙,甲基橙由橙變黃時,pH 最接近7；變色范疇廣且變色不明顯三、混合溶液pH 運算公式3、 1.3； 11.7 ； 9 四、6、 5； 35 之間； ； 20:1 ； 8； 810 五、2、（1）酸；恰好反應生成NH 42SO 4, NH 4+水解呈堿性（將題中pH=2 改為 pH=3 ）；堿；氨水過量,電離產(chǎn)生的OH-使溶液呈堿性；（ 2） B 六、1、（1）；（ 2） 2、 D 3、 CO 3 2- + H 2O HCO 3- + OH - ；PO 3- +H +； H - +

31、H 2O H 3PO4+OH - + +OH - ； H - HPO 2- +H +； HPO 2- 4、 H 2O H 2PO 4 4 2PO 4 4 4 H2PO4- HPO 42- H 3PO4 + 3CO 2Al 3+多；用純堿有可能不產(chǎn)生CO 2 或 產(chǎn)氣量很少； 3+ 2- 3+ - 5、 2Al + 3CO 3 + 3HCO 3+ 3H 2O = 2AlOH 3 + 3CO2 ； Al 3+ + 3CO 32- + 3H 2O =AlOH 3 + 3HCO 3-；產(chǎn)生同樣多的= AlOH 3CO 2,用純堿消耗的Al 七、2、 AB； C 十、5（ 1） K sp=Ag + 2S

32、2- （ 2）（ 3）加足量 MgCl 2 溶液,充分攪拌,過濾,洗滌即得純 MgOH 22 方法、歸納和技巧一、AC 二、（ 1）自由電子導電；自由陰陽離子導電；（ 2） NaHSO 4； HAc 三、四、A五、-5 K s p,有沉淀析出7C 8A 9BD Q c = 2 10 六、1B 2C 3B 4B 5AC 6C 3 綜合訓練1C 2B 3C 4B 5D 6A 7AB 8B 9B 10D 11C 12A 13D 14B 15C 16D 31A 17BD 18B 19D 20B 21A 22D 23B 24C 25C 26B 27C 28D 29C 30A 32BC 33AD 34A

33、35B 36A 37B 38B 39A 1 10-14,可逆+ 、 OH-； 10-7mol/L , 1 10-14,水的離子積,40、 H 41、；42、 C BA 43、不正確,可能由于稀釋而產(chǎn)生誤差；不肯定,如是中性溶液,就不產(chǎn)生誤差,否就產(chǎn)生誤差44、（1） BiCl 3 + H 2O BiOCl + 2HCl ； （ 2）不同意；（ 3）將 BiCl 3 溶于鹽酸中；（ 4）增大溶液中c（Cl 3 的水解-）能抑制BiCl 45、酸；堿46、 CO 32- + H 2O HCO 3- + OH - ； CaSO 4s Ca2+ + SO 42- ,Ca2+ + CO 32- = Ca

34、CO 3- -3 47、 1 10 -、 Na+；Cl-, NO 3-；（ 2） OH-、 HCO 3 -、 NO 3-、 Ag + 48、（1） OH 49、乙；乙能較好地克服試驗誤差 + = Cu2+ + H 2O ； Fe + 2H +=Fe2+ + H 2 ；50、（1） CuO + 2H 2+ + （ 2） FeOH 3 OH -,另一方面CuO 消耗 H+； 3+ （ 3）藍色變綠色；（ 4）一方面2Fe +2H +H 2O2=2Fe +2H 2O 消耗了2+ + CO 32-,加入HCl ： 2H+ +CO 32- = H 2O + CO 2 使cCO 32-削減,從而使51、

35、BaCO 3s Ba 2+ + SO 42-,加入HCl 并不能使平穩(wěn)移動而溶解；強酸制取弱酸；BaCO 3 的溶解平穩(wěn)向溶解方向移動而溶解；而BaSO 4s Ba 52、測稀醋酸溶液的 +；pH 為 a；向稀醋酸中加入CH 3COONa 固體；再次測量溶液的pHa ,就說明存在CH 3COOH CH 3COO + H 水溶液中的電離平穩(wěn)一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)1、概念 電解質(zhì)：非電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物 在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物電解質(zhì)和非電解質(zhì)均指化合物,單質(zhì)和混合物既不屬于電解質(zhì)也不屬于非電解質(zhì)；電解質(zhì)必需是自身能直接電離出自由移動的離子的化合物；對于電解質(zhì)

36、來說,只須滿意一個條件即可,而對非電解質(zhì)就必需同時滿意兩個條件；例如： H 2SO 4、 NaHCO 3、 NH 4Cl、 Na 2O 、 Na2O2、 Al 2O 3強電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下幾乎完全電離的電解質(zhì) 弱電解質(zhì)：溶于水或熔融狀態(tài)下只有部分電離的電解質(zhì)電解質(zhì)的強弱與化學鍵有關,但不由化學鍵類型打算；強電解質(zhì)含有離子鍵或強極性鍵,但含有強極性鍵的不肯定都是強電解質(zhì),如 H 2O、 HF 等都是弱電解質(zhì)；電解質(zhì)的強弱與溶解度無關；如 BaSO 4、 CaCO 3 等 電解質(zhì)的強弱與溶液的導電才能沒有必定聯(lián)系；2、判定（ 1）物質(zhì)類別判定：強電解質(zhì)：強酸、強堿、多數(shù)鹽、部分金屬氧化物弱

37、電解質(zhì)：弱酸、弱堿、少數(shù)鹽和水非電解質(zhì)：非金屬氧化物、氫化物（酸除外）、多數(shù)有機物單質(zhì)和混合物（不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)） （ 2）性質(zhì)判定：熔融導電：強電解質(zhì)（離子化合物）均不導電：非電解質(zhì)（必需是化合物） （ 3）試驗判定：測肯定濃度溶液pH 測對應鹽溶液pH 肯定pH 溶液稀釋測pH 變化同等條件下測導電性3、電解質(zhì)溶液的導電性和導電才能導 電 性 強離子濃度溶液濃度電離程度 離 子 所 帶 電電解質(zhì)不肯定導電如 NaCl 晶體、無水醋酸,導電物質(zhì)不肯定是電解質(zhì)如石墨 ,非電解質(zhì)不導電,但不導電的物質(zhì)不肯定是非電解質(zhì)；強電解質(zhì)溶液導電性不肯定比弱電解質(zhì)強；飽和強電解質(zhì)溶液導電性不肯定比弱

38、電解質(zhì)強；例 1： 上海高考題 以下物質(zhì)的水溶液能導電,但屬于非電解質(zhì)的是（）；A CH 3COOH B Cl 2 C NH 4HCO 3 D SO 2例 2：（1）有以下物質(zhì)：硫酸固體 KCl 氨食鹽水 CO 2 Cl 2 CaCO 3 Na 2O銅絲氯化氫氣體 11 氨水 12 濃硫酸 13 鹽酸14 碘化氫 15 硫酸鋇；其中屬于電解質(zhì)的是；屬于非電解質(zhì)的是；屬于強電解質(zhì)的是；屬于弱電解質(zhì)的是；例 3： 全國高考題 甲酸的以下性質(zhì)中,可以證明它是弱電解質(zhì)的是（）；+ =10-2mol/L B 甲酸以任意比與水互溶A 1mol/L 甲酸溶液的 cHC 10mL 1mol/L 甲酸恰好與10

39、mL 1mol/L NaOH 溶液完全反應D在相同條件下,甲酸溶液的導電性比一元強酸溶液的弱二、弱電解質(zhì)的電離平穩(wěn)1、定義和特點電離平穩(wěn)的含義在肯定條件 如溫度、濃度 下,弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等,溶液中各分子和離子的濃度都保持不變的狀態(tài)叫電離平穩(wěn)狀態(tài)；任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平穩(wěn),達到平穩(wěn)時,弱電解質(zhì)具有該條件下的最大電離程度；電離平穩(wěn)的特點逆：弱電解質(zhì)的電離過程是可逆的,存在電離平穩(wěn)；等：弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等；動：弱電解質(zhì)電離成離子和離子結(jié)合成分子的速率相等,不等于零,是動態(tài)平穩(wěn)；定：弱電解質(zhì)在溶液中達到電離平穩(wěn)時,溶液里

40、離子的濃度、分子的濃度都不再轉(zhuǎn)變；變：外界條件轉(zhuǎn)變時,平穩(wěn)被破壞,電離平穩(wěn)發(fā)生移動；2、影響電離平穩(wěn)的因素濃度：越稀越電離- +,加水稀釋, 平穩(wěn)向右移動,電離程度變大,但 cCH 3COOH 、cH +、cCH 3COO- 在醋酸的電離平穩(wěn) CH 3COOH CH 3COO +H + 、 cCH 3COO -增大,但電離程度變小 變小,加入少量冰醋酸,平穩(wěn)向右移動,cCH 3COOH 、cH 溫度：T 越高,電離程度越大同離子效應：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時,使電離平穩(wěn)向逆反應方向移動；化學反應：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應的物質(zhì)時,可使平穩(wěn)向電離方向移動；- +為例,各種因素

41、對平穩(wěn)的影響可歸納為下表： 以電離平穩(wěn)CH 3COOH CH 3COO 電離程度（）；+H 平穩(wěn)移動方cH + nH + cAc - cOH- cH +/ 導電才能向cHAc 加水稀釋向右減小增多減小增多增多減弱增大加冰醋酸向右增大增多增多減小減小增強減小上升溫度向右增大增多增多增多增多增強增大加 NaOHs 向右減小削減增多增多增多增強增大加 H 2SO 4濃 向左增大增多削減削減增多增強減小加醋酸銨s 向左減小削減增多增多減小增強減小加金屬Mg 向右減小削減增多增多增多增強增大加 CaCO 3s 向右減小削減增多增多增多增強增大-+H +的電離平穩(wěn)中,要使電離平穩(wěn)右移,且氫離子濃度增大,應

42、實行的措施是例 1：（南昌測試題） 在 CH 3COOH CH 3COO A 加 NaOHs B 加濃鹽酸C加水D 加熱例 2： 全國高考題用水稀釋0.1mol/L 氨水時,溶液中隨著水量的增加而減小的是（）；A cOH-/cNH -/cNH 3H 2O B cNH 3H 2O/cOH - C cOH- D nOH- 3、電離方程式的書寫強電解質(zhì)用= ,弱電解質(zhì)用H 2CO 3 H +HCO 3-, HCO 3- H +CO 3 2-,以第一步電離為主；多元弱酸分步電離,多元弱堿一步到位；弱酸的酸式鹽完全電離成陽離子和酸根陰離子,但酸根是部分電離；NaHCO 3=Na +HCO 3-, HCO

43、 3 - H +CO 32-V 變化的曲線如圖所示；請強酸的酸式鹽如NaHSO 4 完 全電離,但在熔融狀態(tài)和水溶液里的電離是不相同的；熔融狀態(tài)時：NaHSO 4=Na + ,溶于水時：NaHSO 4=Na + + 2+SO 4 +H +HSO 4 例 3：在肯定溫度下,無水醋酸加水稀釋的過程中,溶液的導電才能I 隨加入水的體積回答：（ 1） “O” 點導電才能為 0 的理由是 _；+由小到大的次序為 _ ；（ 2） a、 b、 c 三點處,溶液的 cH （ 3） a、 b、 c 三點處,電離程度最大的是 _ ；（ 4）如要使c 點溶液中cAc-增大,溶液cH +減小,可實行的措施是：,；三、

44、水的電離及溶液的pH1、水的電離電離平穩(wěn)和電離程度：水是極弱的電解質(zhì),能柔弱電離+ -,通常簡寫為 H2O H +OH-； H0 25時,純水中 cH+=cOH -=1 10-7mol/L H2O+H 2O H 3O +OH 影響水的電離平穩(wěn)的因素溫度：溫度越高電離程度越大+和 cOH-同時增大,K +和 cOH-始終保持相等,仍顯中性；W 增大,但 cH cH 純水由 25升到 100, cH + 和 cOH-從 1 10-7mol/L 增大到 110-6mol/LpH 變?yōu)?6；酸、堿：向純水中加酸、堿平穩(wěn)向左移動,水的電離程度變小,但 K W 不變； 加入易水解的鹽由于鹽的離子結(jié)合+或

45、OH-而促進水的電離,使水的電離程度增大；溫度不變時,K H W 不變；練習：影響水的電離平穩(wěn)的因素可歸納如下：條件變化平穩(wěn)移H 2O +OH- H 溶液的離 子積電離cH +與 cOH- 動方向程度酸堿性K W的相對大小加熱向右增大cH + - 中性增大=cOH 降溫向左減小cH+=cOH - 中性減小加酸向左減小cH + - 酸性不變cOH 加堿向左減小cH +cOH - 堿性不變加能結(jié)合向右增大cH + - 堿性不變+的物質(zhì)cOH - 酸性不變水的離子積在肯定溫度時,cH + - K W 就不變； K K W=cH 與 cOH 的乘積是一個常數(shù),稱為水的離子積常數(shù),簡稱水的離子積；+ c

46、OH-, 25 時, K W=1 10-14無單位 ； W 只受溫度影響,水的電離吸熱過程,溫度上升,水的電離程度增大,K W 增大；-14, 100時 25時 K W=110 KW 約為 1 10-12；水的離子積不僅適用于純水,也適用于其他稀溶液；不論是純水仍是稀酸、堿、鹽溶液,只要溫度不變,水電離的離子濃度運算例 1： 在 25 C 時,濃度為1 10-5mol/L 的 NaOH 溶液中,由水電離產(chǎn)生的COH -是多少？酸： COH 溶液 = COH 水堿： CH + 水鹽：酸性CH +溶液= CH + 水堿性COH 水溶液 = CH + 溶液 = COH 例 2： 西安測試題在 25

47、時,某溶液中,由水電離出的cH +=1 10-12mol/L ,就該溶液的pH 可能是（）；A 12 B 7 C 6 D 2 C（ H +） =1 10-12 mol/l ,就以下確定能共存的離子組是例 3：常溫某無色溶液中,由水的電離產(chǎn)生的2+ A 、 Cu - NO 3 2- SO 4 3+ Fe Mg 2+ - B 、 Cl D 、Cl- 2- S + Na K + NH 4+ K + Na+ NO 3- SO 42- 2- C、 SO3 cH + 比值是：例 4： 在 25 C 時, pH=5 的 HCl 和 NH 4Cl 溶液中,水電離出的2、溶液的酸堿性 + - 溶液的酸堿性取決于

48、溶液中的 cH 與 cOH 的相對大?。辉诔叵?中性溶液：cH+=cOH -=1 10-7mol/L ；酸性溶液：cH+cOH -, cH +1 10-7mol/L ；堿性溶液：cH+cOH -, cH +1 10-7mol/L （ pH1 10 mol L cOH , pH7 ,酸性越強,cH +cOH -, pH7 ,堿性越強,pH 越小；pH 越大；摸索： 1、 甲溶液的pH 是乙溶液的2 倍,就兩者的cH +是什么關系？2、 pH7 的溶液是否肯定成酸性？（留意：pH=0 的溶液+ cH =1mol/L ；） pH 的適用范疇+的大小范疇為：1.0 10-14mol L-1cH +1

49、mol L-1；即 pH 范疇通常是0 14 ； cH 當 cH+ 1mol -1L或 cOH - 1mol -1L時,用物質(zhì)的量濃度直接表示更便利；溶液 pH 的測定方法酸堿指示劑法：只能測出 pH 的范疇,一般不能精確測定 pH ；指示劑 甲基橙 石蕊 酚酞變色范疇 pH 3.1 4.4 5.0 8.0 8.2 10.0 溶液顏色 紅 橙黃 紅 紫 藍 無色 淺紅 紅 pH 試紙法：粗略測定溶液的 pH；pH 試紙的使用方法：取一小塊 pH 試紙放在玻璃片 或表面皿 上,用干凈的玻璃棒蘸取待測液滴在試紙的中部,立即 30s 內(nèi) 與標準比色卡比色對比,確定溶液的 pH；測定溶液 pH 時,

50、pH 試劑不能用蒸餾水潤濕 否就相當于將溶液稀釋,使非中性溶液的 pH 測定產(chǎn)生誤差 ； 不能將 pH 試紙伸入待測試液中,以免污染試劑；標準比色卡的顏色 按 pH 從小到大依次是：紅 酸性 ,藍 堿性 ； pH 計法： 精確測定溶液 pH ；4、有關 pH 的運算基本原就：一看常溫,二看強弱（無強無弱,無法判定）,三看濃度（pH or c ）+,堿性先算 cOH 酸性先算 cH 單一溶液的 pH 運算由強酸強堿濃度求 pH 已知 pH 求強酸強堿濃度例 5：同濃度同體積的 HCl 、 H2SO4、 HAc 中 cH +、中和 NaOH 量及與 Zn 反應快慢和 H 2 產(chǎn)量比較？同 pH 同

51、體積的 HCl 、 H 2SO4、HAc 中 cH +、中和 NaOH 量及與 Zn 反應快慢和 H 2 產(chǎn)量比較？加水稀釋運算n 倍,就 pH=a+n ；弱酸 pH=a ,加水稀釋 10n 倍,就 pHb-n ；強堿 pH=b ,加水稀釋 10 酸、堿溶液無限稀釋時,pH 只能約等于或接近于 7,酸的 pH 不能大于 7,堿的 pH 不能小于 7；對于濃度（或 pH）相同的強酸和弱酸,稀釋相同倍數(shù),強酸的 pH 變化幅度 大 ；例 6： PH=2 的兩種一元酸 HX, HY 各 1ml, 分別加水稀釋至 100ml ,其 PH 值分別變?yōu)?a,b, 且 ab,就以下說法不正確選項A 酸的相對

52、強弱是：HXHY B相同溫度,相同濃度的 NaX , NaY 溶液,其 PH 值前者大；C與足量鋅粉反應產(chǎn)生氫氣的體積在相同條件下 HY 比 HX 多；D如 a=4,就為 HX 強酸, HY 為弱酸；酸堿混合運算兩種強酸混合cH + 混=cH V 1 1 cH 2 V 2 堿V 堿| V 2 V 1 兩種強堿混合cOH- 混 = cOH V 1 1 cOH V 2 2 V 2 V 1 酸堿混合,一者過量時 | 酸V 酸V 酸cOH V 堿+ pH,再得出；cOH- 混 或 cH + - 混或 cH + 混=cH 如酸過量,就求出 cH 如堿適量,就先求 cOH- ,再由 K W 得出 cH +

53、 ,進而求得 pH ,或由 cOH- 得出 pOH 再得 pH ；例 7： 把 pH=13 的 NaOH 溶液與 pH=2 的硫酸溶液混合后,所得溶液的 pH=11 ,就 NaOH 溶液和硫酸溶液的體積之比為？例 8： 25時,將某強酸和某強堿溶液按 1 10 的體積比混合后溶液恰好中性,就混合前此強酸與強堿溶液的 pH 之和是A.12 B.13 C.14 D.15 四、鹽的水解1、鹽的分類按組成分：正鹽、酸式鹽和堿式鹽；如 Na 2SO 4、 NaCl 、弱酸弱堿鹽如 NH 4HCO 3、強酸弱堿鹽 如 NH 4Cl、強堿弱酸鹽按生成鹽的酸和堿的強弱分：強酸強堿鹽如 CH 3COONa ；按

54、溶解性分：易溶性鹽 如 Na2CO 3、微溶性鹽如 CaSO 4和難溶性鹽如 BaSO 4；2、鹽類水解的定義和實質(zhì)定義：鹽電離出的一種或多種離子跟水電離出的+或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應,叫做鹽類的水解；并建立電離平穩(wěn),H 實質(zhì)：鹽電離出的離子弱堿陽離子或弱酸根陰離子跟水電離出的OH-或 H +結(jié)合生成弱電解質(zhì)弱堿或弱酸從而促進水的電離；鹽類水解的特點：可逆的,其逆反應是中和反應；柔弱的；動態(tài)的,水解達到平穩(wěn)時v 水解 =v 中和 0；吸熱的,因中和反應是放熱反應,故其逆反應是吸熱反應；3、鹽類水解的規(guī)律有弱才水解：含有弱酸根陰離子或弱堿陽離子的鹽才發(fā)生水解；無弱不水解：不含有弱酸根陰離

55、子或弱堿陽離子的鹽即強酸強堿鹽不水解；誰弱誰水解：發(fā)生水解的是弱酸根陰離子和弱堿陽離子；誰強顯誰性：弱酸弱堿鹽看水解生成的酸和堿的強弱；越弱越水解：弱酸根陰離子所對應的酸越弱,就越簡潔水解,水解程度越大；如酸性 HAHBHC ,就相同濃度的 NaA 、 NaB 、 NaC 溶液的堿性逐步增強,pH 逐步增大；CO 3 2-和 HCO 3-所對應的弱酸分別是 HCO 3- 和 H2CO 3, HCO 3-比 H 2CO3 的電離程度小得多,相同濃度時 Na 2CO 3 溶液的 pH 比 NaHCO 3 的大；都弱雙水解：當溶液中同時存在弱酸根陰離子和弱堿陽離子時,離子水解所生成的 OH-和 H

56、+相互結(jié)合生成水而使其水解相互促進,稱為“ 雙水解”；+與 S2-、 HCO -、 CO 2-、 CH -等雖然相互促進,水解程度仍舊很小,離子間能大量共存； NH 43COO 3 3 完全雙水解離子間不能大量共存；3+與 S2、 HS 、 AlO 2、CO 32 、 HCO 3Al 3+與 AlO 、 CO 2 、 HCO Fe 2 3 3 +與 AlO 2、 SiO 3 2NH 4 如： 2Al 3+3S2-+6H 2O=2AlOH 3+3H 2SAl 3+3HCO 3-=AlOH 3 +3CO 2 泡 沫滅火器原理 特別情形下的反應2+、 S FeCl 3 和 Na 2S 溶液發(fā)生氧化仍

57、原反應 生成 Fe 生成更難溶物Na 2S 和 CuSO 4 溶液發(fā)生復分解反應Na 2S+CuSO 4=CuS +Na 2SO4 FeCl 3 和 KSCN 溶液發(fā)生絡合反應FeCl 3+3KSCN=FeSCN 3+3KCl 4、影響鹽類水解的因素主要因素：是鹽本身的性質(zhì) 對應的酸堿越弱,水解程度就越大 ；外界條件：（ 1）溫度：鹽的水解是吸熱反應,因此上升溫度,水解程度增大；（ 2）濃度： 稀釋鹽溶液,可以促進水解,鹽的濃度越小,水解程度越大；（ 3）外加酸堿鹽：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解；下面分析不同條件對 FeCl 3 水解平穩(wěn)的影響情形：3+ + Fe +3H 2O FeOH 3+

58、3H 正反應為吸熱反應 +數(shù) pH Fe3+水解程度 現(xiàn)象條件 移動方向 H 上升溫度 向右 增加 降低 增大 顏色變深 黃紅褐 加 H 2O 向右 增加 上升 增大 顏色變淺通 HCl 向左 增加 降低 減小 顏色變淺加 NaOH 溶液 向右 減小 上升 增大 產(chǎn)生紅褐色沉淀產(chǎn)生紅褐色沉淀、無加 CaCO 3 固體 向右 削減 上升 增大色氣體產(chǎn)生紅褐色沉淀、無加 NaHCO 3 溶液 向右 削減 上升 增大色氣體5、鹽類水解離子方程式的書寫一般水解程度很小,用可逆符號,不標“ 或” “ ,” 不寫分解產(chǎn)物形式 如 H 2CO 3 等 ；+H + NH 4 - 2O NH 3 H 2O+H

59、- + HCO 3 +H 2O - H 2CO 3+OH NH 4 +CH 3COO +H 2O NH 3 H 2O+CH 3COOH 多元弱酸根分步水解,弱堿陽離子一步到位；能進行完全的雙水解反應寫總的離子方程式,用 3+ +3CO 3-+3H 2O=2AlOH “ =” 且標注 “ 和” “ ；”3+3CO 2 2Al 留意區(qū)分酸式鹽的陰離子的電離和水解 HS -+H 2O H 3O+S2-即 HS- HS-+H 2O H 2S+OH -6、離子濃度比較守恒關系電荷守恒：電解質(zhì)溶液中全部陽離子所帶有的正電荷數(shù)與全部的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等；+ c H + c HCO 3 - 2c CO

60、32- cOH- 如 NaHCO 3 溶液中：c Na 2 cOH Na 2CO 3 溶液中：cNa cH 2cCO 3 cHCO 3 物料守恒：離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會轉(zhuǎn)變的；-+cCH 3COOH=0.2mol/L 如, 0.1mol/L CH 3COONa 和 0.1mol/L CH 3COOH 混合溶液,cCH 3COO 2- - + - 2- + Na 2S 溶液中,cS +cHS +cH 2S= 1/2cNa ；在 NaHS 溶液中,cHS +cS +cH 2S=cNa ； 與 OH 量相等； 水的電離守恒（也稱質(zhì)子守恒）：是指溶液中,由水所電離的 H 如： 0.