弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都触及化学平衡的理念，基于此，研讨这类问题，咱们要从平衡的视点动身，运用化学平衡的观念剖析问题。化学平衡的研讨对象是必定条件下的可逆反响，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反响，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例（水溶液中的化学平衡），因而它们有化学平衡的共性，也有其明显的特性。

　　留意：电离平衡常数只随温度的改动而改动，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度改动而改动。K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。一般都用在25℃的电离常数来评论室温下各种弱电解质溶液的平衡状况。多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数，一般用K1、K2、K3等表明，其巨细联系为K1＞K2＞K3，一般都要相差104～105倍。

　　①共性特色：动（动态平衡）、定（各微粒的含量坚持不变）、等（电离的速率等于离子结合成分子的速率）、变（条件改动，平衡产生移动）。

　　①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小；增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。

　　②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大；下降温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。

　　留意：区别电离平衡移动与电离程度改动的联系，电离平衡移动的方向使用化学平衡移动原理来剖析，而电离程度是一个相对值，即便电离平衡向右移动，电离程度也不必定增大。例如，增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，但未电离的弱电解质分子数目添加更大，溶质分子的电离程度减小反而减小。

　　（1）盐类水解的实质：盐电离出的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）和水所电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，从而使溶液呈现出酸性或碱性。

　　判别盐类是否产生水解以及水解后溶液的酸碱性，要看盐的离子对应的酸或碱的相对强弱。水解规则：“有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。”

　　①共性特色：动（动态平衡）、定（各微粒的含量坚持不变）、等（离子水解的速率等于分子电离的速率）、变（条件改动，平衡产生移动）。

　　①盐类的水解一般是弱小的，并且反响是可逆的，故书写盐类水解反响离子方程式时要用“”，且水解生成的难溶物及气体，一般不标“”或“”（双水解反响在外）。例如FeCl3水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

　　①温度：盐的水解是吸热进程，故升高温度有利于盐的水解。例如，在Na2CO3溶液中加2滴酚酞试液，将溶液加热后，其赤色加深。

　　②浓度：增大盐的浓度，根据平衡移动的原理，可使水解平衡向正反响方向移动，但盐的总量增大，水解的百分数(即转化率)反而减小。盐的浓度增大，盐溶液的H+或OH浓度增大，酸性或碱性会随之增强，例如0.1 mol/L的Na2CO3溶液的碱性要比0.01 mol/LNa2CO3溶液的碱性强。

　　③溶液的酸碱性：水解显酸性的盐溶液中参与碱，必定促进盐的水解；水解显酸性的盐溶液中参与较强的酸，必定抑制盐的水解。同理水解显碱性的盐溶液中参与酸，会促进盐的水解；水解显碱性的盐溶液中参与较强的碱，会抑制盐的水解。例如，制造FeCl3、AgNO3溶液经常参与少数相应的酸来抑制盐的水解，以防产生氢氧化物的沉积。例如：不同条件对FeCl3水解平衡的影响：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

　　①共性特色：动（动态平衡）、定（各微粒的含量坚持不变）、等（溶解的速率等于电离的速率）、变（条件改动，平衡产生移动）。

　　③当Qc＜Ksp时，溶液未饱满，溶液中无沉积分出，若参与过量难溶电解质，难溶电解质溶解直至溶液饱满，到达新的平衡。

　　溶解平衡首要受温度的影响，一般来说，温度升高，难溶电解质的溶解平衡向右移动，溶解与电离程度增大。

　　守恒是化学反响进程中所遵从的基本原则，在水溶液中的化学反响，会存在多种守恒联系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。

　　电荷守恒是指电解质溶液中，不管存在多少种离子，电解质溶液有必要坚持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数持平，用离子浓度替代电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度巨细的比较或核算某离子的浓度等，例如：

　　物料守恒也便是元素守恒，电解质溶液中因为电离或水解要素，离子会产生改动变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改动的。

　　可从参与电解质的化学式视点剖析，各元素的原子存在守恒联系，要一起考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比联系。例如：

　　酸碱反响到达平衡时，酸（含广义酸）失掉质子（H+）的总数等于碱（或广义碱）得到的质子（H+）总数，这种得失质子（H+）数持平的联系就称为质子守恒。

　　在盐溶液中，溶剂水也产生电离：H2OH++OH－，从水分子视点剖析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH总数持平（这儿包含已被其它离子结合的部分），可由电荷守恒和物料守恒推导，例如：

　　综上所述，化学守恒的观念是剖析溶液中存在的微粒联系的重要观念，也是处理溶液中微粒浓度联系问题的重要根据。

　　离子反响的实质是指反响物的某些离子浓度的减小。从实质上说，假如反响物的某些离子间能反响生成新物质而使溶液中的这些离子浓度减小，就会产生离子反响。

　　研讨离子反响产生的条件，实质上便是研讨在什么条件下能够使反响物的某些离子浓度减小。总起来讲，具有下列条件之一就能够使反响物的某些离子浓度下降。

　　生成难溶的物质能够使某些离子浓度减小，因而离子反响能够产生。例如：向NaCl溶液中滴入硝酸酸化的AgNO3溶液，产生下列反响： Ag++Cl－===AgCl（可溶难溶，使Cl浓度下降）。

　　生成难电离的物质（如更弱的酸、更弱的碱或生成水等）能够下降某些离子的浓度，故能产生离子反响。例如：盐酸和烧碱中和反响：H++OH－==H2O生成难电离的水。

　　若离子间能结合而生成气体，则能够下降某些离子的浓度，离子反响也就能够产生。一般来说判别根据是生成不稳定的酸（H2CO3、H2SO3等）、生成不稳定的碱（如NH3H2O）和生成挥发性的酸（如H2S）等。

　　④产生氧化复原反响：一般来说强氧化性的物质与强复原性的物质，在适宜的酸碱性溶液中，可产生氧化复原反响，例如NO3、H+与Fe2+等。

　　离子方程式不只表明某些物质的某一详细反响，并且还表明了一切同一类型物质间的某一类反响，并且更能反映这类反响的实质，更具有典型代表性和概括性。例如：离子方程式H++OH===H2O不只表明盐酸与烧碱溶液的中和反响，并且还能够表明一切强酸与强碱产生中和反响生成可溶性盐和水的一类反响。

　　（2）拆把易溶于水且易电离的物质写成离子方式，把难溶于水的物质或难电离的物质以及气体、单质、氧化物仍用分子式表明。关于难溶于水但易溶于酸的物质，如CaCO3、FeS、Cu(OH)2、Mg(OH)2等仍写成分子式。

　　（3）删对方程式的两头都有的相同离子，把其间不参与反响的离子，应“按数”删去。

　　（4）查查看写出的离子方程式是否契合前三项的要求，并查看是否契合质量守恒、是否契合电荷守恒。

　　高考试题对离子反响的观念的考察方式首要有离子方程式的书写与判别、离子共存、离子揣度及离子反响在出产、日子中的使用。

　　高中化学试验的内容是很丰厚的，它包含对试验原理、试验操作、留意事项、数据处理及差错剖析等问题的了解并转化成本身的化学学科本质，在处理试验问题的进程中能够完成问题处理的自动化、条理化和精确化。电解质溶液专题中对化学试验理念的考察首要会集在“酸碱中和滴定”这个定量试验上，考察中和滴定试验操作的相关常识及其搬迁使用。

　　在中和滴定的操作进程中，指示剂常常预先滴加到被滴定溶液中，并放置于锥形瓶中。挑选指示剂时，可考虑刚好中和时生成盐的水解状况，先判别滴定结尾时溶液的酸、碱性，然后再确认挑选上述哪种指示剂。

　　甲基橙和酚酞的变色规模较窄，变色相对活络，常用作中和滴定的指示剂，而石蕊的变色规模较宽，变色不活络，一般不用作中和滴定的指示剂。

　　（1）滴定操作：左手操控滴定管的活塞或玻璃球，右手不断振动锥形瓶，眼睛要凝视锥形瓶内溶液色彩的改动。

　　从上式能够看同，若用规范溶液滴定待测液，耗费规范溶液多，则成果偏高；反之，偏低。待测液浓度是否精确只取决于滴定管中读取的体积。引起这个体积差错的常有：①读数，②仪器洗刷，③滴定管漏液，④规范溶液不规范（如称量、制造、混入杂质等引起的），⑤指示剂用错，⑥待测液的量取等。