要点一、溶液中的三种平衡

　　1、弱电解质的电离平衡.

　　弱电解质的电离是一个可逆过程,溶液中未电离的电解质分子和已电离的离子处于平衡状态.

　　电离平衡是动态平衡,当浓度、温度等条件发生变化时,平衡就向着能够使这种变化减弱的方向移动.

　　影响电离平衡的因素有很多,如温度、浓度、酸碱度等.弱电解质的电离是吸热的,故升高温度有利于弱电解质的电离.浓度越大,弱电解质电离生成的离子碰撞的机会越多,越容易结合生成弱电解质分子,故电离程度越小.弱电解质的电离还受酸碱度、同离子效应等影响.

　　2、盐类的水解平衡.

　　和化学平衡一样,盐类水解也存在水解平衡,影响水解平衡的主要因素有：

　　①温度：升高温度有利于水解,水解可看作是中和的逆过程.

　　②浓度：盐溶液浓度越小,水解程度越大.

　　③酸碱度：水解显酸性的盐加酸抑制水解,加碱促进水解；水解显碱性的盐加碱抑制水解,加酸促进水解.

　　3、难溶电解质的溶解平衡.

　　物质溶解性的大小是相对的,绝对不溶的物质是没有的.在一定温度下,当沉淀溶解和生成的速率相等时,即达到溶解平衡状态.难溶电解质的溶解平衡也是有条件的,条件变化,平衡被破坏.通过条件的变化可以使沉淀生成、沉淀溶解,也可以使沉淀转化.分析如下：

　　①沉淀生成的条件是Qc＞Ksp.

　　②沉淀溶解的条件是Qc＜Ksp.

　　③沉淀的转化(生成更难溶的物质).

　　在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂,使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质.引起一种沉淀转变成另一种沉淀的现象,叫沉淀的转化.如：

　　CaSO4(s)+Na2CO3(aq)－CaCO3(s)+Na2SO4(aq)

　　要点诠释：溶度积常数Ksp同电离常数、水的离子积常数、化学平衡常数一样,只与温度有关,与浓度无关.这些常数实质上都是平衡常数.

　　要点二、溶液中离子浓度相对大小的比较

　　1、电解质溶液混合或稀释后,离子浓度相对大小的比较常分为三种类型：

　　①单一溶液中离子浓度相对大小的比较.如：判断一元或多元弱酸溶液或水解的盐溶液中离子浓度的相对大小.判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：

　　a．若像NH4Cl等盐中的阴、阳离子等价时,离子浓度大小顺序为：c(不水解的离子)＞c(水解的离子)＞c[水解后呈某性离子(如H+或OH－)]＞c(水解后呈某性的对立离子).如在NH4Cl溶液中,其离子浓度大小顺序为：c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－).

　　b．若为Na2CO3等盐中的阴、阳离子的价数不等时,判断离子浓度的大小顺序,则要根据实际情况具体分析.对于多元弱酸根的水解,几价就水解几步,在分步水解中以第一步水解为主.如在Na2CO3溶液中,其离子浓度关系为：c(Na+)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H+).

　　②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较.如比较NH4Cl、NH4HCO3、NH4HSO4中c(NH4+)的大小.

　　③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较.解题规律：首先是判断两种电解质能否反应；其次是看反应物是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题；最后比较离子浓度的相对大小.

　　2、守恒思想在溶液中的应用.

　　如：0.1moL/LNa2S溶液中：

　　c(H+)+c(Na+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)——电荷守恒

　　c(HS－)+c(H2S)+c(S2－)=0.1mol/L

　　c(Na+)=2c(S2－)+2c(HS－)+2c(H2S)——物料守恒

　　c(OH－)=c(H+)+c(HS－)+2c(H2S)——质子守恒

　　要点三、酸碱中和反应的三种常见情况分析

　　1、等体积、等物质的量浓度的酸HA与碱MOH混合.

　　HAMOHc(H+)酸与c(OH－)碱大小溶液酸碱性离子浓度大小顺序

　　强强＝中性c(A－)＝c(M+)＞c(OH－)＝c(H+)

　　强弱＞酸性c(A－)＞c(M+)＞c(H+)＞c(OH－)

　　弱强＜碱性c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+)

　　规律：谁强显谁性,同强显中性.

　　2、等体积的酸HA和碱MOH混合(pH酸+pH碱=14).

　　HAMOHc(HA)与c(MOH)大小溶液酸碱性离子浓度大小顺序

　　强强＝中性c(A－)＝c(M+)＞c(OH－)＝c(H+)

　　强弱＜碱性(一般)c(M+)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H+)

　　弱强＞酸性(一般)c(A－)＞c(M+)＞c(H+)＞c(OH－)

　　规律：谁过量显谁性.

　　要点四、相关简单计算

　　计算溶液中由水电离出的H+或OH－浓度的方法(以25℃为例).

　　1、中性溶液：c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7mol/L.

　　2、溶质为酸的溶液：此时溶液中的H+有两个来源：酸电离与水电离；OH－只有一个来源：水电离,且水电离出的H+与OH－浓度相等.

　　如计算pH=2的盐酸中由水电离出的c(H+)：方法是先求出溶液中的c(OH－)=10－12mol/L,也就是水电离出的c(OH－)=10－12mol/L,水电离出的c(H+)=水电离出的c(OH－)=10－12mol/L.

　　3、溶质为碱的溶液：此时溶液中的OH－有两个来源：碱电离与水电离；H+只有一个来源：水电离,且水电离出的H+与OH－浓度相等.

　　4、水解呈酸性或碱性的盐溶液：此时溶液中的H+和OH－均由水电离产生.如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10－2mol/L,pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH－)=10－2mol/L.

　　要点五、溶液中离子共存的判断

　　应从以下几方面进行分析：

　　1、看离子间是否生成难溶(或微溶)的物质．若能生成,这些离子就不能大量共存,如Fe3+和OH－、Ba2+和SO42－、Ca2+和CO32－等.

　　2、看离子间是否生成气体或挥发性物质,若能生成,这些离子就不能大量共存,如H+和CO32－、H+和S2－等.

　　3、若离子间能生成难电离物质,这些离子就不能大量共存,如H+和F－、NH4+和OH－、H+和OH－等.

　　4、若离子间能发生氧化还原反应,这些离子