高中化學(xué)知識點(diǎn)規(guī)律總結(jié)《電離平衡》

高中化學(xué)知識點(diǎn)規(guī)律大全——電離平衡1．電離平衡[強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)]強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液里全部電離為離子的電解質(zhì)在水溶液里僅部分電離為離子的電解質(zhì)化合物類型含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物某些具有極性鍵的共價化合物所含物質(zhì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、鹽等水、弱酸、弱堿電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)不完全電離(部分電離)，存在電離平衡聯(lián)系都屬于電解質(zhì)說明離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產(chǎn)生了自由移動的離子而導(dǎo)電；共價化合物只有在溶于水時才能導(dǎo)電．因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態(tài)時能否導(dǎo)電的實(shí)驗(yàn)來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物．[弱電解質(zhì)的電離平衡](1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強(qiáng))下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡．(2)弱電解質(zhì)的電離平衡的特點(diǎn)：電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據(jù)此原理分析電離平衡的移動情況．①電離平衡是動態(tài)平衡．電離方程式中用可逆符號“”表示．例如：CH3COOHCH3COO－+H＋NH3·H2ONH4＋+OH－②將弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動．此時，溶液中的離子數(shù)目增多，但電解質(zhì)的分子數(shù)減少，離子濃度減小，溶液的導(dǎo)電性降低．③由于電離過程是吸熱過程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動．此時，溶液中離子的數(shù)目增多，離子濃度增大，溶液的導(dǎo)電性增強(qiáng)．④在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)電離出相同的離子的強(qiáng)電解質(zhì)時，使弱電解質(zhì)的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3·H2ONH4＋+OH－．當(dāng)向其中加入少量下列物質(zhì)時：a．NH4Cl固體．由于增大了c(NH4＋)，使NH3·H2O的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，溶液紅色變淺．b．NaOH固體．NaOH溶于水時電離產(chǎn)生的OH－抑制了NH3·H2O的電離，從而使平衡逆向移動．[電離平衡常數(shù)]在一定溫度下，當(dāng)弱電解質(zhì)的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時，溶液中電離產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)．弱酸的電離常數(shù)用Ka表示，弱堿的電離常數(shù)用Kb表示．(1)電離平衡常數(shù)的表達(dá)式．①一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)表達(dá)式：例如，一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)為：CH3COOHCH3COO－+H＋一定溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)為：NH3·H2ONH4＋+OH－②多元弱酸的電離特點(diǎn)及電離常數(shù)表達(dá)式：a．分步電離．是幾元酸就分幾步電離．每步電離只能產(chǎn)生一個H＋，每一步電離都有其相應(yīng)的電離常數(shù)．b．電離程度逐漸減小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡時的H＋主要來源于第一步．所以，在比較多元弱酸的酸性強(qiáng)弱時，只需比較其K1即可．例如25℃時，H3PO4的電離；H3PO4H2PO4－+H＋H2PO4－HPO42－+H＋HPO42－PO43－+H＋注意a．電離常數(shù)表達(dá)式中各組分的濃度均為平衡濃度．b．多元弱酸溶液中的c(H＋)是各步電離產(chǎn)生的c(H＋)的總和，在每步的電離常數(shù)表達(dá)式中的c(H＋)是指溶液中H＋的總濃度而不是該步電離產(chǎn)生的c(H＋)．(2)電離常數(shù)的特征．同一弱電解質(zhì)的稀溶液的電離常數(shù)的大小與溶液的濃度無關(guān)，只隨溫度的變化而變化．溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同．但由于電離常數(shù)隨溫度的變化不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數(shù)的影響．(3)電離常數(shù)的意義：①表明弱電解質(zhì)電離的難易程度．K值越大，離子濃度越大，該電解質(zhì)越易電離；反之，電解質(zhì)越難電離．②比較弱酸或弱堿相對強(qiáng)弱．例如在25℃時，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性強(qiáng)．6．水的電離和溶液的pH[水的電離](1)水的電離方程式．水是一種極弱的電解質(zhì)，它能像酸一樣電離出極少量的H＋，又能像堿一樣電離出少量的OH－(這叫做水的自偶電離)．水的電離方程式可表示為：H2O+H2OH3O＋+OH－簡寫為：H2OH＋+OH－(2)水的離子積KW．一定溫度下，水的電離常數(shù)為：即c(H＋)·c(OH－)＝K·c(H2O)設(shè)水的密度為1g·cm3，則1LH2O＝1000mLH2O＝1000gH20＝55.6mol，即H2O的起始濃度為55.6mol·L－1．由于水是極弱的電解質(zhì)，它電離時消耗的水與電離前相比，可忽略不計(jì)．例如，25℃時，1LH2O中已電離的H2O為10－7mol，所以c(H2O)≈55.6mol·L－1，即K·c(H2O)為一常數(shù)，這個新的常數(shù)叫做水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，表示為：c(H＋)·c(OH－)＝KW說明①一定溫度下，由于KW為一常數(shù)，故通常不寫單位，如25℃時KW＝1×10－14．②KW只與溫度有關(guān)，與溶液的酸堿性無關(guān)．溫度不變，KW不變；溫度變化，KW也發(fā)生變化．③由于水的電離過程是吸熱過程，因此溫度升高時，純水中的c(H＋)、c(OH－)同時增大，KW也隨著增大．例如：25℃時，c(H’)＝(OH－)＝1×10－7mol·L－1，KW＝1×10－14100℃時，c(H’)＝(OH－)＝1×10－6mol·L－1，KW＝1×10－12但由于c(H＋)與c(OH－)始終保持相等，故仍顯中性．④在任何以水為溶劑的溶液中都存在H＋和OH－，它們既相互依存，又相互制約．當(dāng)溶液中的c(H＋)增大時，c(OH－)將減?。环粗?，當(dāng)溶液中的c(OH－)增大時，c(H＋)則必然減小．但無論在中性、酸性還是堿性溶液中，在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)的乘積(即KW)仍是不變的，也就是說，KW不僅適用于純水，也適用于任何酸、堿、鹽的稀溶液．只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，KW都是相同的．⑤一定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H2O電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的．如25℃時，0.1mol·L－1的鹽酸中，c水(H＋)＝c(OH－)＝＝1×10－13mol·L－1．⑥水的電離平衡遵循勒夏特列原理．例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離平衡逆向移動(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬與水電離產(chǎn)生的H＋直接作用而促進(jìn)水的電離．[溶液的酸堿性的實(shí)質(zhì)]任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H＋和OH－．一種溶液是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H＋)與c(OH－)的相對大小來決定的．酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)堿性溶液：c(H＋)＜c(OH－)例如：25℃時，因?yàn)镵W＝1×10－14，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1酸性溶液：c(H＋)＞1×10－7mol·L－1，c(OH－)＜1×10－7mol·L－1堿性溶液：c(H＋)＜1×10－7mol·L－1，c(OH－)＞1×10－7mol·L－1100℃時，因?yàn)镵W＝1×10－12，所以：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6mol·L－1酸性溶液：c(H＋)＞1×10－6mol·L－1，c(OH－)＜1×10－6mol·L－1堿性溶液：c(H＋)＜1×10－6mol·L－1，c(OH－)＞1×10－6mol·L－1[溶液的pH](1)溶液的pH的概念：在c(H＋)≤1mol·L－1的水溶液中，采用c(H＋)的負(fù)對數(shù)來表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱．(2)數(shù)學(xué)表達(dá)式：pH＝－1g[c(H＋)]若c(H＋)＝10－nmol·L－1，則pH＝n．若c(H＋)＝m×10－nmol·L－1，則pH＝n－lgm．(3)溶液酸堿性的強(qiáng)弱與pH的關(guān)系．①常溫(25℃)時：pH＝7，溶液呈中性，c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1．Ph＜7，溶液呈酸性，pH小(大)c(H＋)大(小)溶液的酸性強(qiáng)(弱)．PH＞7，溶液呈堿性，pH大(小)c(OH－)大(小)溶液的堿性強(qiáng)(弱)．②pH范圍為0～14之間．pH＝0的溶液中并非無H＋，而是c(H＋)＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非沒有OH－，而是c(OH－)＝1mol·L－1．pH減小(增大)n倍，則c(H＋)增大為原來的10n倍(減小為原來的1／10n倍)，相應(yīng)的c(OH－)減小為原來1／10n倍(增大為原來的10n倍)．③當(dāng)溶液中的c(H＋)＞1mol·L－1時，pH＜0；c(OH－)＞1mol·L－1時，pH＞14．因此，當(dāng)溶液中的c(H＋)或c(OH－)大于mol·L－1時，一般不用pH來表示溶液的酸堿性，而是直接用c(H＋)或c(OH－)來表示．所以，pH只適用于c(H＋)或c(OH－)≤1mol·L－1的稀溶液．④也可以用pOH來表示溶液的酸堿性．pOH是OH－離子濃度的負(fù)對數(shù)，即pOH＝一lg[c(OH－)]．因?yàn)?5℃時，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，所以：pH+pOH＝14．[溶液中pH的計(jì)算](1)基本關(guān)系式：①pH＝－1g[c(H＋)]②c(H＋)＝10－pHmol·L－1③任何水溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)總是相等的，即：c水(H＋)＝c水(OH－)．④常溫(25℃)時，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14⑤n元強(qiáng)酸溶液中c(H＋)＝n·c酸；n元強(qiáng)堿溶液中c(OH－)＝n·c堿·(2)強(qiáng)酸與弱酸、強(qiáng)堿與弱堿溶液加水稀釋后pH的計(jì)算．①強(qiáng)酸與弱酸分別加水稀釋相同倍數(shù)時，由于弱酸中原來未電離的弱酸分子進(jìn)一步電離出離子，故弱酸的pH變化?。O(shè)稀釋10n倍，則：強(qiáng)酸：pH?。絧H原+n弱酸：pH?。紁H原+n當(dāng)加水稀釋至由溶質(zhì)酸電離產(chǎn)生的c酸(H＋)＜10－6mol·L－1時，則必須考慮水的電離．如pH＝5的鹽酸稀釋1000倍時，pH?。?.98，而不是等于8．因此，酸溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會大于7．②強(qiáng)堿與弱堿分別加水稀釋相同倍數(shù)時，弱堿的pH變化?。O(shè)均稀釋10n倍，則：強(qiáng)堿：pH?。絧H原—n弱堿：pH稀＞pH原—n當(dāng)加水稀釋至由溶質(zhì)堿電離產(chǎn)生的c(OH－)＜10－6mol·L－1時，則必須考慮水的電離．如pH＝9的NaOH溶液稀釋1000倍時，pH稀≈7，而不是等于6．因此，堿溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會小于7．(3)兩強(qiáng)酸或兩強(qiáng)堿溶液混合后pH的計(jì)算．①兩強(qiáng)酸溶液混合．先求出：再求；pH混＝－1g[c混(H＋)]注：V1、V2的單位可為L或mL，但必須一致．②兩強(qiáng)堿溶液混合．求算兩強(qiáng)堿溶液混合后溶液的pH時，不能直接根據(jù)題中給出的堿的pH求算混合液的pH，而必須先分別求出兩強(qiáng)堿溶液中的c(OH－)，再依下式求算c混(OH－)：然后求出c混(H＋)、pH混．例如：將pH＝8的Ba(OH)2溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的c(H＋)應(yīng)為2×10－10mol·L－1，而不是(10－10+10－8)／2mol·L－1．(4)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后pH的計(jì)算．解題步驟：分別求出酸中的n(H＋)、堿中的n(OH－)→依H＋+OH－＝H2O比較出n(H＋)與n(OH－)的大?。賜(H＋)＝n(OH－)時，恰好中和，混合液顯中性；pH＝7．[反之，若混合液的pH＝7，則必有n(H＋)＝n(OH－)]②n(H＋)＞n(OH－)時，酸過量，則：再求出pH混(求得的pH混必小于7)．注：若已知pH混＜7，則必須利用上式進(jìn)行相關(guān)計(jì)算．⑧n(H＋)＜n(OH－)時，堿過量．則：然后求出c混(H＋)、pH混．注：若已知pH混＞7，則必須利用上式進(jìn)行相關(guān)計(jì)算．(5)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合反應(yīng)后溶液呈中性時，強(qiáng)酸的pH酸、強(qiáng)堿的pH堿與強(qiáng)酸溶液體積V酸、強(qiáng)堿溶液體積V堿之間的關(guān)系：當(dāng)溶液呈中性時：n(H＋)＝n(OH－)即：c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿25℃時，有c酸(H＋)·V酸＝1×10－14／c堿(H＋)·V堿，整理得：c酸(H＋)·c堿(H＋)＝1×10－14V堿／V酸，兩邊取負(fù)對數(shù)得：{－1g[c酸(H＋)]}+{－lg[c堿(OH－)]}＝{－lg(1×10－14)}+{－lg(V堿／V酸)}故pH酸+pH堿＝14+lg(V酸／V堿)①若pH酸+pH堿＝14，則V酸∶V堿＝1∶1，即強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合．②若pH酸+pH堿＞14，則：V酸∶V堿＝∶1③若pH酸+pH堿＜14，則：V酸∶V堿＝1∶7．鹽類的水解[鹽類的水解](1)鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解．說明鹽類的水解反應(yīng)與中和反應(yīng)互為可逆過程：鹽+水酸+堿－熱量(2)鹽類水解的實(shí)質(zhì)：鹽溶于水時電離產(chǎn)生的弱堿陽離子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸陰離子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)與水電離產(chǎn)生的OH－或H＋結(jié)合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質(zhì))，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)的大小發(fā)生變化．(3)各種類型的鹽的水解情況比較：鹽的類型強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽弱酸強(qiáng)堿鹽弱酸弱堿鹽水解情況不水解水解水解水解參與水解的離子弱堿陽離子弱酸陰離子弱酸陰離子和弱堿陽離子溶液的酸堿性正鹽顯中性；酸式鹽因電離產(chǎn)生H’而顯酸性酸性[弱堿陽離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合而使得c(H＋)＞c(OH－)]堿性[弱酸陰離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合而使得c(H＋)＜c(OH－)]依組成鹽對應(yīng)的酸、堿的電離常數(shù)尺的相對大小而定K酸＞K堿：溶液呈酸性K酸＜K堿：溶液呈堿性實(shí)例正鹽：KCl、Na2SO4、NaNO3、KNO3等酸式鹽：NaHSO4等CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3CH3COONa、NaClO、NaF、K2S、K2CO3CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3說明①鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數(shù)、易揮發(fā)性物質(zhì)的微粒數(shù)都很少，沒有沉淀、氣體產(chǎn)生，因此不能用“↑”、“↓”符號表示②發(fā)生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動而促進(jìn)水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離)①判斷某鹽是否水解的簡易口訣：不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解．②判斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣：誰強(qiáng)顯誰性，都強(qiáng)顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸與K堿的大小)．(4)鹽類水解離子方程式的書寫方法書寫原則：方程式左邊的水寫化學(xué)式“H2O”，中間符號用“”，右邊不寫“↓”、“↑”符號．整個方程式中電荷、質(zhì)量要守恒．①強(qiáng)酸弱堿鹽：弱堿陽離子：Mn＋+nH2OM(OH)n+nH＋如CuSO4水解的離子方程式為：Cu2＋+2H2OCu(OH)2+2H＋說明溶液中離子濃度大小的順序?yàn)椋篶(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)②弱酸強(qiáng)堿鹽：a．一元弱酸對應(yīng)的鹽．如CH3COONa水解的離子方程式為：CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－說明溶液中離子濃度大小的順序?yàn)椋篶(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)根據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：c(Na＋)+c(H＋)＝c(CH3COO－)+c(OH－)b．多元弱酸對應(yīng)的鹽．多元弱酸對應(yīng)的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分幾步水解，且每步水解只與1個H2O分子結(jié)合，生成1個OH－離子．多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定．例如K2CO3的水解是分兩步進(jìn)行的：第一步：CO32－+H2OHCO3－+OH－第二步：HCO3－+H2OH2CO3+OH－水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序?yàn)椋篶(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)根據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中電荷守恒”可知：c(K＋)+c(H＋)＝2×c(CO32－)+c(OH－)+c(HCO3－)⑧弱酸弱堿鹽：如CH3COONH4水解的離子方程式為：CH3COO－+NH4＋+H2OCH3COOH+NH3·H2O因?yàn)镵(CH3COOH)＝K(NH3·H2O)＝1.8×10－5，所以CH3COONH4溶液呈中性．[影響鹽類水解程度的因素](1)鹽本身的組成決定鹽是否水解及水解程度的大?。畬τ趶?qiáng)堿弱酸鹽來說，組成鹽的陰離子對應(yīng)的酸越弱(強(qiáng))，則鹽的水解程度越大(小)，溶液中的c(OH－)越大(小)，pH也越大(小)．例如：相同溫度下，等物質(zhì)的量濃度的CH3COONa溶液與NaClO溶液相比，由于酸性CH3COOH＞HClO，故pH較大＜堿性較強(qiáng))的是NaClO溶液．又如：相同溫度下，等物質(zhì)的量濃度的NaA、NaB、NaC三種溶液的pH的大小順序?yàn)椋篘aA＞NaB＞NaC，則三種酸HA、HB、HC的酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐A＜HB＜HC．(2)鹽類的水解平衡遵循勒夏特列原理．①溫度．因?yàn)辂}水解時吸熱，所以升溫，鹽的水解程度增大，鹽溶液的酸性或堿性增強(qiáng)．②濃度．鹽溶液越稀，水解程度越大，故加水稀釋能促進(jìn)鹽的水解．但因?yàn)槿芤后w積增大得更多，所以鹽溶液中的c(H＋)或c(OH－)反而減小(即酸性或堿性減弱)．③向能水解的鹽溶液中加入與水解產(chǎn)物相同的離子，水解被抑制；若將水解產(chǎn)物反應(yīng)掉，則促進(jìn)鹽的水解．例如，在FeCl3溶液中存在水解平衡：Fe3＋+3H2OFe(OH)3+3H＋．若加入少量的NaOH溶液，則水解平衡向右移動，促進(jìn)了Fe3＋的水解；若加入少量鹽酸，則水解平衡向左移動，F(xiàn)e3＋的水解受到抑制．[鹽類水解的應(yīng)用](1)判斷鹽溶液的酸堿性(或pH范圍)．如A12(SO4)3。溶液的pH＜7，顯酸性．(2)判斷酸堿完全中和(恰好反應(yīng))時溶液的酸堿性．例如，等體積、等物質(zhì)的量濃度的氨水跟鹽酸混合后，因?yàn)橥耆磻?yīng)生成了強(qiáng)酸弱堿鹽NH4C1，故pH＜7，溶液顯酸性．(3)比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數(shù)目的多少．例如：在碳酸鈉晶體中，n(Na＋)＝2n(CO32－)，但在Na2CO3溶液中，由于CO32－的水解而有c(Na＋)＞2c(CO32－)．(4)配制鹽溶液．配制強(qiáng)酸弱堿鹽(如含F(xiàn)e3＋、A13＋、Cu2＋、、Sn2＋、Fe2＋鹽等)的溶液時，加入少量對應(yīng)的酸以防止水解．如配制FeCl3溶液的步驟是；先將FeCl3固體溶于較濃的鹽酸中，再用蒸餾水稀釋到所需的濃度．配制弱酸強(qiáng)堿鹽時，加入少量對應(yīng)的堿以防止水解．如配制Na2S溶液時，需加入少量的NaOH固體，以抑制S2－的水解．(5)利用升溫促進(jìn)鹽水解的原理，使某些弱堿陽離子水解生成氫氧化物沉淀而將其除去．例如，KNO3中含有Fe(NO3)3時，先將其溶于蒸餾水中，再加熱，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3沉淀后過濾除去．(6)Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強(qiáng)酸弱堿鹽(如NH4C1、A1C13、FeCl3等)的溶液中，產(chǎn)生H2．例如，將Mg條投入濃NH4Cl溶液中，有H2、NH3兩種氣體產(chǎn)生．有關(guān)離子方程式為：NH4＋+H2ONH3·H2O+H＋Mg+2H＋＝Mg2＋+H2↑NH3·H2O＝NH3↑+H2O(7)用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑．(8)揮發(fā)性酸對應(yīng)的鹽(如AlCl3、FeCl3等)加熱蒸干、灼燒．例如，將FeCl3溶液加熱蒸干、灼燒，最后的固體殘留物為Fe2O3，原因是：FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HCl，升溫促進(jìn)了FeCl3的水解，同時加熱使生成的HCl從溶液中逸出而產(chǎn)生大量的Fe(OH)3，蒸干后灼燒，則：2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O(9)水解顯酸性的溶液與水解顯堿性的溶液混合——雙水解反應(yīng)．例如，將A12(SO4)3溶液與NaHCO3溶液混合，發(fā)生反應(yīng)：A13＋+3HCO3－＝Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫滅火器的滅火原理)．·此外，還有鹽溶液的鑒別、化肥的混施等也需要考慮鹽類的水解．[電解質(zhì)溶液中的電荷守恒和物料守恒](1)電荷守恒：在任何一種電解質(zhì)溶液中，所有陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)．即溶液呈電中性．例如，在A12(SO4)3溶液中存在的電荷守恒關(guān)系為：2×c(A13＋)+c(H＋)＝3×c(SO42－)+c(OH－)．(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中，某一組分的原始濃度等于該組分在溶液中以各種形式存在的濃度之和．例如，在Na2CO3溶液中，由于CO32－離子的水解，碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三種形式存在．因?yàn)閏(Na＋)＝2×c原始(CO32－)，而c原始(CO32－)＝c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3)．又因?yàn)閏(Na＋)+c(H＋)＝2×c(CO32－)+c(HCO3－)+c(OH－)，所以，在Na2CO3溶液中存在下列關(guān)系：c(HCO3－)+2×c(H2CO3)+c(H＋)＝c(OH－)8．酸堿中和滴定[酸堿中和滴定](1)酸堿中和的實(shí)質(zhì)：H＋+OH－＝H2O，即1molH＋恰好與1molOH－中和生成水．說明：酸