人教 高中化学选修4第三章知识点归纳
人教高中化学 选修四 3.3.1 盐类的水解知识点总结(含答案)
盐类的水解（一）水解规律简述为：有弱才水解，无弱不水解越弱越水解，弱弱都水解谁强显谁性，等强显中性1．正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性②强碱弱酸盐呈碱性③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定2．酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性③常见酸式盐溶液的酸碱性: 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.酸性（很特殊，电离大于水解）：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（二）影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、温度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。
（三）盐类水解原理的应用考点 1．判断或解释盐溶液的酸碱性例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下，测得①NaHCO3②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。
那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________.考点2．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐中阴、阳离子等价时[不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]实例：a:CH3COONa. B:NH4Cl②当盐中阴、阳离子不等价时。
要考虑是否水解，水解分几步，实例Na2CO3:考点3．溶液中各种微粒浓度之间的关系（1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。
（2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。
（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）练一练！ 写出0.1mol/L Na 2CO 3溶液中微粒三大守恒关系式。
人教版高三化学选修4第三章 掌握三大守恒以及解决离子浓度大小比较
掌握三大守恒以及解决离子浓度大小比较一、溶液中电离、水解程度大小比较1.单一溶质的弱酸的酸式盐溶液：主电离的显酸性、主水解的显碱性，换一种说法来讲比较该酸根电离常数Ka与水解常数Kh的大小，谁大谁占主导地位。
例如Ka2（H2CO3）=5.61*10-11，Kh=2.22*10-8。
由于水解常数大于电离常数，故溶液呈碱性2.等浓度的一元弱酸及其正盐共存于溶液中时，溶液呈酸性还是碱性，取决于酸电离程度。
正常情况下来讲，若酸的酸性比碳酸强(即酸的K值大于碳酸的K1).则酸的电离程度大于对应的盐的水解程度。
反之则盐的水解程度大于对应酸的电离程度。
高中常见的电离程度比碳酸强的酸(即K比碳酸大的):CH3COOH、HSO3-、H2CO4，比碳酸弱的酸:HCIO、H2S、HCN.3.三大守恒:电荷守恒:(由于溶液呈电中性，所以n（正电荷）=n（负电荷）)如NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO3-)+c(0H-);物料守恒:（两种原子间构成量的关系）如NaHC03溶液中n(Na):n(C)=1:1;推出:c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO3-)+c(H2CO3);质子守恒:(溶液中H+得失守恒)1、H+转移的物质的量可用得到H+生成产物的物质的量和失去H+后生成物质的物质的量来表示，在NH4HCO3溶液中H3O+（可直接看做H+）、H2CO3为得到质子后的产物；NH3（即NH3·H2O）、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系:c(H+)+c(H2CO3)=c(NH3·H2O)+c(OH-)+c(CO3-)。
【当溶液中为单一溶质或两种溶液反应后为单一溶质可使用上述方法书写质子守恒，更加方便迅速】练习：写出Na2CO3溶液中的质子守恒：解析：分析可知溶液中能得氢离子的有CO32-，H2O;其中一个CO32-得到一个H+变成HCO3-（水解得到H+），一个CO32-得到两个H+变成H2CO3（分两步水解），H2O发生自偶电离生成H3O+;能失去氢离子的只有H2O失去氢离子生成OH-，,故质子守恒为：2c（H2CO3）+c（HCO3-）+c（H3O+）=c（OH-）。
高中化学选修4知识总结
高中化学选修4知识总结第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
高中化学选修4知识点归纳总结
高中化学选修4知识点归纳总结第一章化学反应与能量一、焓变反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“—”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2?8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa 时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
人教高中化学选修4第三章知识点归纳
人教高中化学选修4第三章知识点归纳第三章矿石选矿与冶炼【知识点一】矿石选矿1.矿石的定义：具有一定经济价值并能在合适的条件下通过选矿工艺从原矿中分离出有用成分的矿石。
2.矿石资源的分类：金属矿石、非金属矿石、燃料矿石。
3.矿石的富集过程：成矿作用、矿床形成。
4.矿石的主要价值成分与伴生成分：价值成分是指对经济有益的物质组分，伴生成分是指对经济无益的物质组分。
5.矿石的选矿过程：破碎、磨矿、分选。
-破碎：将原矿经过机械破碎设备的作用，使原矿的粒度达到适合下一步处理的要求。
-磨矿：通过磨矿设备，将破碎后的矿石进一步粉碎细化，以加大矿石表面积，方便矿石中有用矿物的分离。
-分选：根据矿石中有用矿物与伴生矿物的物理和化学性质差异，利用重力、浮力、电磁、吸附等原理进行分离。
【知识点二】矿石冶炼1.冶炼的定义：利用化学原理和物理原理，将矿石经过一系列的加工处理，分离出有用金属或合金的过程。
2.冶炼的主要步骤：矿石破碎、焙烧、矿石还原、金属精炼。
-矿石破碎：将选矿得到的矿石经过机械破碎加工，得到适合处理的矿石颗粒。
-焙烧：将矿石在合适的温度下进行加热，使其中的水分和挥发物蒸发出去，同时使硫化物转化为氧化物或硫酸盐，为后续步骤的进行做准备。
-矿石还原：将经过焙烧处理的矿石与还原剂一起加热，使金属氧化物还原为金属。
-金属精炼：将经过还原的金属进行进一步提纯处理，去除杂质，得到纯净的金属。
3.矿石冶炼的分类：火法冶炼、湿法冶炼、电炉冶炼、炼铁。
-火法冶炼：利用燃料和空气的燃烧产生高温，通过加热等手段使金属矿石还原为金属。
-湿法冶炼：利用溶剂将金属矿石中的金属溶解出来，再通过还原或电积方法得到纯净的金属。
-电炉冶炼：利用电能和电热合成的高温，将金属矿石还原为金属或合金。
-炼铁：利用高炉将铁矿石还原为铁水，再进行提纯，得到纯净的铁。
【知识点三】矿石中有用成分的提取1.矿石中有用成分的提取方法：浸出法、溶出法、电积法。
2.浸出法：将矿石放入溶液中浸泡，有用成分与溶液发生化学反应，形成可溶性化合物，然后通过过滤或其他分离手段分离和提取有用成分。
高中化学选修4知识点总结(详细版)-(19314)
化学选修 4 化学反应与原理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2．焓变 ( H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应. 符号：△ H. 单位：kJ/mol，即：恒压下：焓变=反应热，都可用H表示，单位都kJ/mol。
是3. 产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
( 放热 >吸热 ) △H 为“- ”或△ H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△ H 为“ +”或△ H >0也可以利用计算△ H 来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量- 反应物所具有的总能量 =反应物的总键能 - 生成物的总键能☆ 常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态 >固态6. 常温是指 25，101. 标况是指 0,101.7.比较△H时必须连同符号一起比较。
二、热化学方程式书写化学方程式注意要点 :①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H，△ H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ s,l, g 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示）③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△ H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△ H 改变符号，数值不变。
高中化学选修4人教课件：第三章第四节难溶电解质的溶解平衡
要点二 溶度积、溶度积曲线的应用
问题：利用溶度积，如何判断沉淀的生成和溶解？ 通过比较溶度积和溶液中有关离子浓度幂的乘积(离 子积 Qc)的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下 沉淀能否生成或溶解。 (1)Qc＞Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱 和，达到新的平衡状态； (2)Qc＝Ksp，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
溶解度：在一定_温___度_下，某物质在_1__0_0_g_溶剂里达 到__饱__和__状___态__时所溶解的质量。
2．复分解反应发生的条件是：_生__成__沉__淀__、_放__出___气__体_ 或_生__成__弱___电__解__质_。
3．氯化银__难__溶__ (填“难溶”或“易溶”)于水，其 属于_强__电__解__质__ (填“强电解质”或“弱电解质”)，其电 离方程式为：_A_g_C__l_=_=_=_A__g_＋_＋___C_l_—。
(3)Qc＜Ksp，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量 难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。
[例❷] 已知 25 ℃时，AgCl 的溶度积 Ksp＝1.8×10
－10，则下列说法正确的是( ) A．向饱和 AgCl 水溶液中加入稀盐酸，Ksp 值变大 B．AgNO3 溶液与 NaCl 溶液混合后的溶液中，一定
第三章 水溶液中的离子平衡
第四节 难溶电解质的溶 解平衡
[学习目标] 1.学会用平衡移动原理分析生成沉淀的
离子反应进行的方向及反应进行的程度。2.了解溶度积和 离子积的关系，并由此学会判断反应进行的方向。3.了解 沉淀反应的应用，知道沉淀转化的本质。
高中化学选修四第三章第四节 难溶电解质的溶解平衡
①Fe3+ +3H2O ⇌Fe(OH)3+3H+ ②NH3.H2O+H+=NH4++H2O
如果改变影响平衡的一个条件〔如浓度、温度、或压强 等〕，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
知识回忆
4、什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？
一定温度下，不能再溶解某种溶质的溶液叫 该溶质的饱和溶液。还能继续溶解某种溶质的溶 液叫该溶质的不饱和溶液。
5、溶解性是指：一_种__物_质__溶__解__在_另__一__种__物_质__中__的__能_力__。 溶解性是物质的_物__理____性质。 溶解性大小跟 __溶_质__、__溶__剂_的__性__质_____有关。
❖习惯上将生成难溶电解质的反响，认为反响完全 了，因对于常量的反响来说，0.01 g是很小的。 当溶液中残留的离子浓度< 1 ×10-5 mol/L时， 沉淀就到达完全。
❖溶解平衡与化学平衡一样，受外界条件的影响而 发生移动。
4、影响难溶电解质溶解平衡的因素：
〔1〕内因：电解质本身的性质
a、绝对不溶的电解质是没有的。 b、同是难溶电解质，溶解度差异也很大。 c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也存 在溶解平衡。
(1)沉淀后溶液的pH; (2)沉淀后溶液中c(SO42-)
c(Ba2+)=5×10-4mol l-1 c(H+)=1.0×10-11 mol l-1 ；那么溶液的pH=11
设沉淀后SO42-浓度为x, 那么有：
BaSO4
Ba2+ + SO42-
Ksp(BaSO4)=
5×10-4
5×10-4•x =
溶液中还含有Ag+和Cl-吗？ 2〕取上层清液于另外一支洁净的试管中，再向其中参 加0.1mol/L的KI溶液，观察现象。
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水溶液中的离子平衡第三章一、弱电解质的电离, 、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物1 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物非电解质强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质混和物、电解质与非电解质本质区别： 2物质单质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物纯净物电解质弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH·HO、Cu(OH)、注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO、NH、CO等属于非电解质232化合物③强电解质不等于易溶于水的化合物（如232HO (2)BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部电离，……HO、CCl、CH=CH 非金属氧化物，大部分有机物。
如SO、CO、C 非电解质：44123622462故BaSO为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
43、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
4、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）+- +-]/[AB] +B][ B Ki=[ A表示方法：ABA6、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H SO>H PO>HF>CHCOOH>HCO>H S>HClO 23233432二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:+-]c[OH]·水的离子积：K = c[H W+--7+--14 ] = 1*10· mol/L ; K = [H[OH25℃时, [H]]=[OH] =10W注意：K只与温度有关，温度一定，则K值一定WW K不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）W2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：-14=1*10 K：抑制水的电离①酸、碱W②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）-14 = 1*10③易水解的盐：促进水的电离 K W4、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：页 1 第酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式++离子物质的量相加除以总体积，H]混：将两种酸中的1、强酸与强酸的混合：（先求[H+++]V）/（V+V） [H]混 =（[H ]V+[H再求其它）222111--离子物质的量相加除以总体积，OH]、强碱与强碱的混合：（先求[OH混：将两种酸中的2---]V）/（V+V）V+[OH (注意 :不能直接计算[H+]再求其它） [OH混]混＝（[OH) ]212211+-+-+有余，则用余下，①或HOH + OHH ==HO计算余下的H3、强酸与强碱的混合：（先据2++---][OHOH混，数除以溶液总体积求[H]混；OH数除以溶液总体积求的H有余，则用余下的再求其它）四、稀释过程溶液pH值的变化规律：n倍时，pH稀 = pH原+ n 、强酸溶液：稀释10（但始终不能大于或等于7）1n倍时，pH稀〈 pH原+n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n3、强碱溶液：稀释10倍时，pH稀 = pH原－n （但始终不能小于或等于7）n倍时，pH稀〉 pH原－n （但始终不能小于或等于4、弱碱溶液：稀释107）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH-0.3 2 pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1〕〔14-（pH1+pH2） V碱=1：10酸： pH1+pH2≠14 V六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理+—+-物质的量相等。
OH即酸能提供的H 实质：H和碱能提供的+OHO =H22、中和滴定的操作过程：（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。
滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后一位。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。
（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析页 2 第ncVncV碱进行分析酸碱酸碱酸误差分析：利用=nc——酸或碱的物质的量浓度；式中：——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；V ——酸或碱溶液的体积。
当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：n?c?V c碱=n?V七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）+-结合生成弱电解质HOH或1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的的反应。
+-结合,OH 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H破坏水的或、水解的实质：2电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。
(如:NaCO ＞32NaHCO)34、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）+ - OH阳离子水解；水解而抑制③酸碱：促进或抑制盐的水解（H 促进阴离子促进阳离子水解而抑制阴离子水解）6、酸式盐溶液的酸碱性：-显酸性①只电离不水解：如HSO 4--） PO 、性（如: HSOH②电离程度＞水解程度，显酸423--2-） HCO、、HSHPO③水解程度＞电离程度，显碱性（如：437、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
使得平衡向右移。
3+3+-2--2--2--)(HSO、CO)(HCOSO)、S：（2）常见的双水解反应完全的为Fe；、Al(HS与AlO、332332-+2--+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程与(HCOSNH 与NHCO；)43433+2- + 6HO == 2Al(OH)↓+ 3HS式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al 223页 3 第hK=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，h)弱酸的电离平衡常数为该条件下该弱碱根形成的弱K对于强酸弱碱盐：K=Kw/KKw 为该温度下水的离子积，bbh （碱的电离平衡常数）电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写八、溶液中微粒浓度的大小比较☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和:任何溶液均显电中①电荷守恒：＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和（即原子个数守恒或质量守恒）②物料守恒:)或浓度之和某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(-+③质子守恒：即水电离出的H浓度相等。
浓度与OH九、难溶电解质的溶解平衡2、溶解平衡方程式的书写2-+(aq) (aq）。
如：AgS(s) 2Ag+ S注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”23、沉淀生成的三种主要方式，沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
）加沉淀剂法：K越小（即沉淀越难溶）（1sp FeCl。
除去（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgOMgCl溶液中32）氧化还原沉淀法：（3 ）同离子效应法（44、沉淀的溶解：沉沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③。
淀转化、沉淀的转化：5 的。
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小如：（黑色） Ag AgI ) AgBrAgNOAgCl(白色沉淀（淡黄色）（黄色）S236）、溶度积（K SP、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成(1) 沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
m-n+(aq)AmBn(s) mA、表达式：(2)(aq)+nB页 4 第n+mm-n ?[c(BK[c(A)])] SP=(3)、影响因素：外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
(4)、溶度积规则Q（离子积）〉K 有沉淀析出SP C Q K 平衡状态SP C=Q 〈K 未饱和，继续溶解SP C页 5 第。