水溶液中的离子平衡知识点总结
高三 水溶液中的离子反应与平衡
高三化学中涉及水溶液中的离子反应与平衡是一个重要的知识点，主要包括离子间的化学反应以及反应达到动态平衡的情况。
以下是一些相关内容：
1. 离子反应：在水溶液中，许多化合物会解离成离子。
例如，普通盐类在水中会解离成阳离子和阴离子。
这些离子之间会发生各种化学反应，如生成沉淀、产生气体、发生酸碱中和等。
2. 离子平衡：当离子间的反应达到一定程度后，反应会进入平衡状态。
在水溶液中，离子的生成和消耗达到动态平衡，反应物和生成物之间的转化速率相等。
例如，在铁离子与硫化氢根离子反应生成硫化铁沉淀时，反应会在一定条件下达到平衡状态。
3. 离子反应的平衡常数：对于水溶液中的离子反应，可以用平衡常数（K）来描述平衡状态。
平衡常数是反应物和生成物浓度的比例，反映了反应物质的活动度之间的关系。
平衡常数越大，说明生成物浓度较高；反之，平衡常数较小则表示生成物浓度较低。
4. Le Chatelier定律：当影响离子平衡的条件发生改变时，系统会偏离原来的平衡状态以抵消这种变化。
Le Chatelier定律指导我们预测系统对温度、压力、浓度等因素的响应，以及如何通过调整条件来影响离子平衡的位置。
5. 离子反应的应用：水溶液中的离子反应与平衡不仅在化学实验室中有重要应用，还在工业生产、环境保护等领域有着广泛的应用，如废水处理、金属提取等。
总的来说，水溶液中的离子反应与平衡是高三化学中的重要内容，理解这些知识点有助于深入学习化学反应的机理和规律，同时也具有一定的应用价值。
希望这些信息能对你有所帮助。
水溶液中的离子反应与平衡知识点
水溶液中的离子反应与平衡知识点水溶液中的离子反应与平衡是化学中非常重要的知识点，它涉及到溶液中离子的生成、反应以及平衡状态的维持。
在化学反应中，溶液中的离子反应是指溶液中溶质（通常是离子化合物）发生离子交换或结合的过程。
这些离子反应可以分为酸碱中和反应、沉淀反应和氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱在水溶液中发生中和反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠（NaOH）与盐酸（HCl）在水中发生中和反应，生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）的反应可以表示为：NaOH + HCl → NaCl + H2O.沉淀反应是指在溶液中生成固体沉淀的反应。
当两种溶液混合后，溶液中的离子重新排列并形成沉淀。
例如，银离子与氯化物离子在水溶液中发生沉淀反应，生成白色的固体氯化银：Ag+ + Cl→ AgCl↓。
氧化还原反应是指化学物质失去或获得电子的反应。
在水溶液中，氧化还原反应通常涉及到金属离子和非金属离子之间的电子转移。
例如，铁离子与硫酸根离子在水溶液中发生氧化还原反应，生成亚铁离子和硫酸：Fe2+ + SO4^2→ FeSO4。
在这些离子反应中，化学平衡是一个重要的概念。
化学平衡是指在反应达到一定条件下，反应物和生成物的浓度保持稳定的状态。
根据Le Chatelier原理，当影响平衡的条件发生变化时，平衡会向着能够抵消这种变化的方向移动。
因此，通过调整温度、压力、浓度等条件，可以控制化学反应的平衡状态。
总之，水溶液中的离子反应与平衡知识点是化学中的重要内容，它不仅有助于我们理解化学反应的基本过程，还可以应用于工业生产、环境保护等方面。
对于学习化学的人来说，掌握这些知识点是至关重要的。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将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。
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)
水溶液中的离子平衡高考知识点(一)水溶液中的离子平衡高考知识点一：离子的概念•离子是指在溶液或熔融状态下带有电荷的化学物质。
•阳离子是带有正电荷的离子，形成离子时失去了一个或多个电子。
•阴离子是带有负电荷的离子，形成离子时获得了一个或多个电子。
知识点二：水的电离和自离解•水的分子在一定程度上可以发生电离，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
•自离解是指水分子自身发生电离，形成氢离子和氢氧根离子的平衡反应。
•自离解可表示为：H2O ⇌ H+ + OH-知识点三：酸性和碱性溶液•酸性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•碱性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
•中性溶液指溶液中氢离子（H+）浓度等于氢氧根离子（OH-）浓度的溶液。
知识点四：酸碱指示剂•酸碱指示剂是一种能够通过颜色的变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
•酸性溶液下常见的指示剂有酚酞和甲基橙，颜色呈红色。
•碱性溶液下常见的指示剂有苏丹红和碘化钾淀粉溶液，颜色呈黄色或蓝色。
•中性溶液下常见的指示剂是酚酞和甲基橙的混合物，呈橙黄色。
知识点五：酸碱中和反应•酸碱中和反应是指酸和碱发生反应，生成盐和水的化学反应。
•酸和碱的中和反应满足反应物摩尔比为1:1的化学方程式。
•例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O，盐是NaCl，水是H2O。
知识点六：电解质和非电解质•电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
•强电解质在溶液中能完全离解成离子，如NaCl。
•弱电解质在溶液中只能部分离解成离子，如醋酸。
•非电解质是指在溶液中不能导电的物质，如蔗糖。
知识点七：水溶液中离子浓度的计算•根据溶液中离子的摩尔比例，可以计算出离子的浓度。
•离子浓度的计算公式为：离子浓度 = 溶质摩尔浓度× 离子的电离度（当为电解质时）。
•电离度是指电解质溶液中某种离子溶液中的浓度与溶质摩尔浓度的比值。
高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
高中化学第八章 水溶液中的离子平衡知识点总结
第八章水溶液中的离子平衡第一讲弱电解质的电离平衡考点1弱电解质的电离平衡一、弱电解质的电离平衡1．强、弱电解质(1)概念(2)与物质类别的关系①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写①弱电解质a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3H＋＋CO2－3。
2．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。
平衡建立过程如图所示：3．电离平衡的特征二、影响电离平衡的外界条件1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2 电离平衡常数1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HAH ＋＋A －，电离平衡常数K ＝c （H ＋）·c （A －）c （HA ）。
(2)对于一元弱碱BOH ：BOH B ＋＋OH －，电离平衡常数K ＝c （B ＋）·c （OH －）c （BOH ）。
2．特点(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K 值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K 1≫K 2≫K 3≫…，故其酸性取决于第一步。
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结
化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1．电解质、非电解质的概念2．强电解质与弱电解质的概念3．强弱电解质通过实验进行判断的方法（以醋酸HAc为例）：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，pH>7（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快特别提醒：1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质。
2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。
电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。
3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。
一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。
弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。
4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。
如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。
二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1．温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大2．浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。
水溶液中的离子平衡知识点
水溶液中的离子平衡知识点离子平衡的知识点包括离子的解离、离子浓度、离子平衡常数、溶解度积、溶解度和配位化学等。
首先，离子的解离是指溶解物质的分子在溶液中分解成离子的过程。
例如，当盐酸溶解在水中时，盐酸分子会解离成氢离子和氯离子，可以表示为HCl->H++Cl-。
不同物质的解离程度不同，有些物质完全解离，有些物质只部分解离。
其次，溶液中离子的浓度对离子平衡有重要影响。
离子溶液的浓度可以通过摩尔浓度或者摩尔分数来表示。
离子浓度的高低会影响离子间相互作用的强度，从而影响溶液中的化学反应。
一般来说，离子浓度越高，反应速率越快。
离子平衡常数是指当反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之比的乘积。
离子平衡常数通常用K表示。
例如，对于反应A+B->C+D，离子平衡常数可以表示为：K=[C][D]/[A][B]。
离子平衡常数的大小可以通过判断离子在溶液中的浓度来确定化学反应的方向性和平衡程度。
溶解度积是指固体物质在溶液中达到饱和时，溶质的离子浓度之乘积。
溶解度积常用Ksp表示。
当达到溶解度积时，溶解物质的离子浓度就达到了平衡状态。
溶解度积的大小取决于物质的溶解度及其解离程度。
例如，对于固体AgCl的溶解度积可以表示为：AgCl <-> Ag+ + Cl-，Ksp =[Ag+][Cl-]。
溶解度是指在给定温度下，单位体积溶剂中可以溶解的物质最大量。
溶解度的大小与物质的性质、溶剂的性质以及温度有关。
不同物质的溶解度可以通过实验测定，通常用摩尔溶度或质量溶度来表示。
配位化学是指溶液中离子之间的空间结构和相互作用。
在溶液中，离子还可以与水分子形成配合物。
配位化学涉及到配体、配合物和配位数等概念。
配合物的稳定性和反应性取决于配体的性质和配位数。
配位化学在生物化学、药物化学等领域有重要应用。
总结来说，水溶液中的离子平衡涉及离子的解离、离子浓度、离子平衡常数、溶解度积、溶解度和配位化学等知识点。
了解离子平衡的原理和相关知识，可以帮助我们理解溶液中的化学反应以及溶解物质在溶液中的特性。
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第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义:电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。
非电解质 : 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。
强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质ﻩ . 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 。
２、电解质与非电解质本质区别: 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意:①电解质、非电解质都是化合物 ②ＳO ２、NH ３、ＣO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO 4不溶于水,但溶于水的B ａSO 4全部电离,故BaSO ４为强电解质)-－电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 电解质分子 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡。
4、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．９、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） 1０、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，K ｂ表示碱。
)表示方法：ABA ++Ｂ- Ki=[ A +][ B -]/[AB ］ 11、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 2ＳO 3＞H 3PO ４>HF 〉CH 3CO ＯＨ〉H 2CO 3〉Ｈ2S ＞H ＣlO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡::水的离子积:ＫW = c[H +]·c ［ＯH —］2５℃时， ［H ＋］=[O Ｈ－］ =１0—7m ｏl/L ; K W ＝ ［H +］·[O Ｈ—］ = １*10—１４注意:K W 只与温度有关,温度一定，则K W 值一定ＫW 不仅适用于纯水,适用于任何溶液(酸、碱、盐）物质 单质 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CH 2=CH 2强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。
如HCl 、NaOH、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。
如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O ……混和物纯净物２、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:ﻩ①酸、碱:抑制水的电离KW〈１*10-1４②温度:促进水的电离(水的电离是吸热的)③易水解的盐:促进水的电离 KW〉１*10—１４4、溶液的酸碱性和ｐH:（1)ｐＨ＝－ｌgｃ[H+］(２)pＨ的测定方法: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１、强酸与强酸的混合：（先求［H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它) [H＋]混＝（[H＋]1Ｖ1+［Ｈ+］2V2)／（Ｖ１＋V２)2、强碱与强碱的混合:(先求［OH-]混:将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它) ［ＯH—]混=([OＨ—]1Ｖ１＋［ＯH-]２V２)/（Ｖ１+Ｖ2) (注意：不能直接计算［Ｈ＋］混）3、强酸与强碱的混合:（先据H+ + OＨ－＝=H2O计算余下的Ｈ＋或OH－，①H＋有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求［Ｈ+]混;ＯH-有余,则用余下的ＯＨ—数除以溶液总体积求［OH—]混,再求其它)四、稀释过程溶液ｐH值的变化规律：１、强酸溶液:稀释10n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1０n倍时，ｐH稀〈ｐH原+n （但始终不能大于或等于７)3、强碱溶液:稀释1０ｎ倍时,pH稀＝ｐH原-n (但始终不能小于或等于7)４、弱碱溶液:稀释1０ｎ倍时，pＨ稀〉pＨ原-n (但始终不能小于或等于７）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１、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＝ｐＨ2-0．３pH１+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=１:１pＨ１+pH2≠1４ V酸:Ｖ碱=１:１０〔1４—(pH１＋pH2)〕六、酸碱中和滴定:1、中和滴定的原理实质：H＋＋OH-=Ｈ2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
２、中和滴定的操作过程:（１）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。
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误差分析：利用n酸(c酸V酸）=n碱(c碱V碱)进行分析式中:n－—酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;ｃ—-酸或碱的物质的量浓度；V-—酸或碱溶液的体积。
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；Ｖ碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。
综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,ｃ碱偏高，反之偏低。
同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）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H＋或OＨ—结合生成弱电解质的反应.2、水解的实质: 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH—结合,破坏水的电离，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:Na2CO3>ＮaHCO3)４、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)③酸碱:促进或抑制盐的水解(Ｈ＋促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-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:①只电离不水解：如HS Ｏ4－ 显 酸 性②电离程度＞水解程度,显 酸 性 （如: ＨS Ｏ３- 、H ２P Ｏ4-) ③水解程度＞电离程度,显 碱 性 (如:ＨCO 3— 、HS — 、HPO 42-) 7、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. (２)常见的双水解反应完全的为:F ｅ3＋、Al ３+与ＡlO 2—、ＣO 32—（HC Ｏ3—)、Ｓ2-(ＨＳ-）、ＳＯ３２—（ＨＳO ３-);S 2－与NH 4+;CO ３2—(ＨＣO 3—)与NH 4+其特点是相互水解成沉淀或气体。
双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：２Ａｌ3＋ + ３Ｓ2- + 6H 2O =＝ ２A ｌ(OH ）３↓+ ３H 2S ↑ 8、水解平衡常数 (K ｈ)对于强碱弱酸盐：Ｋｈ ＝Kw ／K ａ(Kw 为该温度下水的离子积,Ka 为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：K h =Ｋw/Ｋb （Ｋw 为该温度下水的离子积，Ｋｂ为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数） 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：①电荷守恒::任何溶液均显电 中 性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 ②物料守恒： （即原子个数守恒或质量守恒)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(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H +浓度与OH —浓度相等。
九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1)溶解度 小于 0。
０１ｇ的电解质称难溶电解质。
(2)反应后离子浓度降至1*10－5以下的反应为完全反应．如酸碱中和时［H +］降至10—7mol/L 〈10-5mo ｌ／Ｌ，故为完全反应,用“=",常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10—5mo ｌ/L,故均用“=”.(3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三种微溶物质:C ａSO 4、Ca （ＯH)2、Ag 2SO ４（5)溶解平衡常为吸热,但Ｃa （O Ｈ)２为放热，升温其溶解度减少。
（６）溶解平衡存在的前提是:必须存在沉淀,否则不存在平衡。
２、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s ）标明状态,并用“ ”.如：Ag ２S （s) 2Ａg ＋(aq ）+ S ２-(aq)3、沉淀生成的三种主要方式(1)加沉淀剂法：K sp 越小(即沉淀越难溶),沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全．(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子:如加ＭgO除去MgCl2溶液中FeＣｌ3.(３)氧化还原沉淀法:(4)同离子效应法4、沉淀的溶解:沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。