高考总复习九――溶液中的离子反应 16页

高考总复习九――溶液中的离子反应 编稿：高金彬　　　　责编：宋　杰 ‎ ‎[考点扫描] 　　1．电解质的概念、强电解质和弱电解质的概念。 　　2．电解质在水溶液的电离，以及电解质溶液的导电性。 　　3．弱电解质的电离平衡概念。 　　4．水的电离、离子积常数 　　5．溶液pH等概念。测定溶液pH值的方法，能进行pH值的简单计算。 　　6．盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。 　　7．离子反应的概念、离子反应发生的条件。 　　8．难溶电解质的溶解平衡。 [知识点拨] 一．电解质及强弱电解质 1．物质的分类： 　　 ‎ ‎2．电解质及强弱电解质 　　⑴电解质和非电解质 ‎　‎ 电解质 非电解质 关键词 ‎①溶于水或融化；②化合物；③导电 ‎①溶于水或融化；②化合物；③均不导电 电离特点 完全电离或部分电离 不直接电离 举例 酸、碱、盐、水等化合物 非金属氧化物(CO、CO2)，大部分有机物等 ‎　　⑵强电解质与弱电解质 ‎　‎ 强电解质 弱电解质 定义 溶于水后完全电离的电解质 溶于水后部分电离的电解质 化合物类型 离子化合物及强极性键的共价化合物(除HF)‎ 某些具有弱极性键的共价化合物 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡 溶液中存在的微粒(除水分子)‎ 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子 实例 绝大多数盐(包括难溶性盐)、强酸、强碱等 弱酸、弱碱、两性氢氧化物、水等 电离方程式 KNO3＝K++NO3－‎ NH3·H2ONH4++OH－‎ ‎【知识拓展】 　　I．几个易错知识点的分析 ‎ 　　①电解质和非电解质必须是化合物，不能是单质也不能是混合物。 　　②电解质是溶质本身能电离。即：其水溶液能导电者，它不一定是电解质。如：SO2、CO2、NH3等。 　　③在水中导电极差的化合物，不一定不是电解质。如：BaSO4、CaCO3等难溶盐，因为其溶解度太小，导电性不易测出，但属强电解质。 　　④溶液导电能力的强弱取决于溶液中阴、阳离子浓度大小和离子所带电荷多少，浓度越大导电性越好；升高温度，离子运动加速，电解质溶液导电能力增强；与是否为强弱电解质溶液无关， 　　II．强弱电解质判断 　　⑴在相同浓度、相同温度下，对强弱电解质做导电对比实验。(如同浓度醋酸导电能力弱于盐酸导电能力)‎ ‎ 　　⑵在相同浓度、相同温度下，比较反应速率的大小。(如同样锌粒分别与同浓度盐酸和醋酸，盐酸反应剧烈) 　　⑶浓度与PH的关系。（如0.1mol/L　HCl　pH ‎＝1，而0.1mol/L醋酸pH>1） 　　⑷测定对应盐的酸碱性。（如NH4Cl水溶液显酸性） 　　⑸稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。（pH=1的醋酸稀释体积至原来的100倍后pH<3） 　　⑹利用实验证明存在电离平衡。(对滴有甲基橙的醋酸进行微热，红色加深) 　　⑺利用较强酸制备较弱酸判断电解质强弱。(向水中加固体Ca3(PO4)2不溶，加适量盐酸可溶解) 　　⑻‎ 利用元素周期表进行判断。 　　如非金属性：Cl＞S＞P＞Si，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3； 　　金属性：Na＞Mg＞Al，则最高价氧化物水化物的碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 。 二.电离平衡 1.电离平衡与化学平衡的对比 ‎　 ‎ 化学平衡 电离平衡 定义 一定温度下，在一个密闭容器里进行的可逆反应，当正反应和逆反应的化学反应速率相等时，即达到了化学平衡 在一定条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 平衡的 建立 特点 动：动态平衡；等：v正＝v逆；定：各组分浓度不变；变：外界条件改变，平衡移动。‎ 动：动态平衡；等：v正＝v逆；定：各组分浓度不变；变：外界条件改变，平衡移动。‎ 影响因素 浓度、压强、温度等 浓度、温度等 ‎2．影响弱电解质电离平衡的因素： 　　以醋酸电离为例： CH3COOHCH3COO－＋H＋；△H>0‎ 平衡移动方向 电离度 c(H＋)‎ H＋数目 导电能力 加水稀释 向右 增大 减小 增多 减弱 升高温度 向右 增大 增大 增多 增强 加NaOH(s)‎ 向右 增大 减小 减少 增强 加H2SO4(浓)‎ 向左 减小 增大 增多 增强 加CH3COONH4(s)‎ 向左 减小 减小 减少 增强 加金属Mg 向右 增大 减小 减少 增强 ‎3．电离度：‎ ‎ 　　表示弱电解质在水溶液中电离程度的相对大小。 　　⑴定义：弱电解质在水溶液里达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来总分子数（包括已电离的和未电离的）的百分数。用α表示。‎ ‎ 　　⑵计算公式：α=×100％ 　　⑶意义： 　　①原有分子总数=已电离分子数+未电离的分子数。 　　②表示式可用物质的量或物质的量浓度来表示。 　　③弱酸：α值越大，酸的电离程度越大； 　　弱碱：α值越大，碱的电离程度越大。 　　⑷影响电离度的因素 　　①内因：电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度不同。通常电解质越弱，电离度越小。 　　②外因：浓度：溶液浓度越小，电离度越大。 　　　　　　温度：因电离过程是吸热的，升高温度，电离平衡向电离的方向移动，电离度增大。 　　⑸一元弱酸中：c(H+)=c(A)·α　　　(c(A)是一元弱酸的物质的量浓度)。 　　　一元弱碱中：c(OH－)=c(B)·α　　(c(B)是一元弱碱的物质的量浓度)。 　　⑹注意： 　　①弱电解质溶液加水稀释时，弱电解质的电离度与离子浓度的变化并不同步。如向冰醋酸中加水离子浓度先增大后减小；而电离度一直增大。 　　②离子浓度和溶液浓度：弱电解质只有部分电离，所以离子浓度肯定比溶液浓度小，对于体积一定的弱电解质溶液，进行化学反应时，反应速率的快慢决定于离子浓度的大小，生成的物质的量多少决定于溶液的浓度。 4．电离平衡常数 　　⑴‎ 定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离出的离子的浓度跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数。用K表示。 　　⑵数学表达式 　　对于一元弱酸(HA)：HAH++A－；Ka＝ 　　对于一元弱碱(BOH)：BOHB++OH－；Kb＝ 　　⑶意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸(或弱碱)的酸(或碱)性越强。 　　⑷影响因素：K值不随浓度而变化，但随温度而变化。 　　⑸多元弱酸的电离：多元弱酸分步电离，且一级比一级困难。 　　第一步电离：H3PO4H++H2PO4－；K1 　　第二步电离：H2PO4－ H++HPO42－；K2 　　第三步电离：HPO42－ H++PO43－；K3 　　K1>K2>K3，在H3PO4溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4－、HPO42－、PO43－； 　　　　　　　　c(H+)>c(H2PO4－)>c(HPO42－)>c(PO43－) 三．水的电离和溶液的酸碱性 1．水的电离： 　　水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。 　　H2O + H2O H3O+ + OH－；简写： H2O 　H+ + OH－ 　　⑴水的离子积常数： 　　①电离常数可表示为K＝，KW＝K·c(H2O)＝c(OH－)·c(H+)(水的离子积常数) 　　②25℃时：KW=1×10－14mol/L，温度越高，KW越大；100℃时：KW=1×10－12mol/L。 　　③25℃时：c(H+)＝c(OH－)＝10－7mol/L；pH＝－lg[c(H+)]＝7 　　⑵影响水电离平衡的因素：H2O 　H+ + OH－‎ 平衡移动方向 KW α(H2O)‎ c(H＋)‎ c(OH－)‎ pH 加酸 左移 不变 减小 增大 减小 减小 加碱 左移 不变 减小 减小 增大 增大 升温 右移 增大 增大 增大 增大 减小 CH3COONa(s)‎ 左移 不变 增大 减小 增大 增大 NH4Cl(s)‎ 左移 不变 增大 增大 减小 减小 ‎2．溶液的酸碱性 　　⑴溶液的酸碱性：取决于溶液中c(H+)和c(OH－)的相对大小 　　　c(H+)>c(OH－)溶液显酸性；c(H+)＝c(OH－)溶液显中性；c(H+)10－7mol/L pH<7‎ 中性溶液 c(H+)＝c(OH－)‎ c(H+)＝10－7mol/L pH＝7‎ 碱性溶液 c(H+)＜c(OH－)‎ c(H+)<10－7mol/L pH>7‎ ‎【知识拓展】 　　①溶液pH越小，溶液的酸性越强，pH越大，溶液的碱性越强。 　　②溶液的pH每减小或增大1个单位，c(H+)增大10倍或减小为1/10。 3．溶液酸碱性的测定(p H的测定) 　　⑴酸碱指示剂法 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ‎<5红色 ‎>5-8紫色 ‎>8蓝色 甲基橙 ‎<3.1红色 ‎3.1-4.4橙色 ‎>4.4黄色 酚酞 ‎<8无色 ‎8-10浅红 ‎>10红色 注意：该方法只能大体估计溶液的酸碱性程度，较为粗略。 　　⑵‎ pH试纸法 　　pH试纸的使用方法：用干净的玻璃棒蘸取待测液，点在pH试纸的中部，再与标准比色卡进行比色，读出数据即可。(注意：pH试纸不能湿润，若湿润会造成溶液的稀释)该法只能大体估计溶液pH值。 ‎ ‎ 　　⑶pH计法：是通过电子仪器，把仪器的探棒放入溶液即可在显示屏上读出数据，该法精确度高。 4．溶液pH的计算 　　⑴单一溶液pH的计算 　　①强酸溶液：如HnA酸，设浓度为cmol/L，c(H+)＝ncmol/L，pH＝－lgc(H+)＝－lgnc。 　　②强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为cmol/L，c(OH－)＝ncmol/L，c(H+)＝10－14/nc， 　 　 pH＝－lg c(H+)＝－lg[10－14/(nc)]＝14+lgnc 　　⑵强酸或强碱溶液的稀释：强酸、强碱在稀释时，当其浓度大于10－5mol/L时，忽略水的电离。 　　①强酸溶液，pH（稀释）=pH（原来）+lg n(n为稀释的倍数) 　　②强碱溶液，pH（稀释）=pH（原来）-lg n(n为稀释的倍数) 　　③弱酸或弱碱在稀释时，p H的变化值较强酸强碱小。 　　⑶酸、碱溶液的混合 　　①强酸溶液混合后的pH：c(H+)＝ 　　强酸溶液混合时，pH大－pH小≥2时说明两者C(H+)相差100倍以上，C(H+)小的即可忽略，则混合液的 　　pH混＝pH小＋0.3。 　　②强碱溶液混合后的pH：c(OH－)＝→c(H+)→pH 　　【知识拓展】 　　强碱溶液混合时，pH大－pH小≥2时说明两者C(H+)相差100倍以上，C(H+)小的即可忽略，混合后溶液有pH混＝pH大－0.3 　　⑷‎ 强酸与强碱溶液混和 　　若恰好反应则：C1(H+)V1=C2(OH-)V2 　　若酸过量则：c(H+)= 　　若碱过量则：c(OH-)=→c(H+)→pH 四．酸碱中和滴定 1．中和滴定的原理： 　　⑴中和反应：酸+碱→正盐+水 　　注意： 　　①酸和碱恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的盐性质而定。 　　②由于所用指示剂变色范围的限制，滴定至终点不一定是恰好完全反应时，但应尽量减少误差。 　　⑵中和滴定原理：酸碱量的关系C待=；若为一元酸碱有 2．滴定方法的关键 　　⑴准确测定两种反应物的溶液体积； 　　⑵确保标准液、待测液浓度的精确度； 　　⑶滴定终点的准确判定（包括指示剂的合理选用）。 3．滴定实验所用的仪器和操作要点 　　⑴仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹（带铁架台）、锥形瓶（或烧杯+玻棒）、量筒（或移液管）。 　　⑵操作：①滴定前的准备：查漏、洗涤、润洗、充液（赶气泡）调液面、读数。②滴定：移液、滴加指示剂、滴定至终点、读数。③计算。 　　⑶滴定管“0”刻度在上。 4．滴定曲线和指示剂的选择 　　⑴几种典型滴定曲线（要求：简单了解） 　　　　　 ‎ ‎ 　　⑵指示剂的选择：（由滴定曲线可知） 　　①强酸强碱相互滴定，可选用甲基橙或酚酞。 　　②若反应生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，则选用酸性变色范围的指示剂（甲基橙）；若反应生成强碱弱酸盐，溶液呈碱性，则选用碱性变色范围的指示剂（酚酞） 　　③石蕊试液因颜色变化不明显，且变色范围过宽，一般不作滴定指示剂。 　　⑶终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原）‎ 酚酞 甲基橙 强碱滴定强酸 无色变为浅红色 橙色变为黄色 强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色 ‎5．引起误差的因素： 　　⑴视（读数）‎ ‎　　注意： 　　①滴定管中液体读数时精确到0.01mL 　　②一般需滴定2-3次，取其平均值 　　⑵‎ 洗（仪器洗涤） 　　正确洗法： 　　二管二洗——滴定管和移液管先用蒸馏水清洗多次，再用待装液润洗几次。 　　一瓶一洗——锥形瓶只能用蒸馏水洗。 　　注意：一般滴定管装标准液，锥形瓶里装待测液。 　　错误洗法导致结果： 　　①滴定管仅用水洗，使标准液变稀，故消耗标准液体积一定变大，V读变大，结果偏大。 　　②移液管仅用水洗，则待测液变稀，所取待测液溶质物质的量变少，V读变小，结果偏小。 　　③锥形瓶用待测液洗过，则瓶内待测液的溶质量偏多，V读偏大，结果偏大。 　　④第一次滴定完后，锥形瓶内液体倒去后，尚未清洗，接着第二次滴定，滴定结果如何，取决于上次滴定情况如何。 　　⑶漏（液体溅漏） 　　①滴定过程中锥形瓶内液体溅出，则结果偏小。 　　②终点已到，滴定管下端尖中级有液滴，则V读偏大，测定结果偏大。 　　⑷泡（滴定管尖嘴气泡） 　　正确操作应在滴定前把尖嘴管中的气泡赶尽，最后也不能出现气泡。如滴定开始有气泡，后气泡消失，则结果偏大。若先无气泡，后有气泡，则结果偏小。 　　⑸色（指示剂变色控制与选择） 　　滴定时，眼睛应紧盯着锥形瓶内溶液的颜色变化。指示剂变色后应半分钟内不复原。如变色后立即复原，则结果偏小。另外，同一种滴定，选择的指示剂不同，测定结果不同。 　　⑹杂（标准物含杂质） 　　用于配制标准液的固体应该是纯净物。但其中有可能混有杂质，称量时又按需标准物固体质量来称取的，帮一般均会产生误差，在此杂质又分两种情况： 　　①杂质与待测液不反应 　　如NaOH中含NaCl，所配的NaOH溶液浓度变小，滴定盐酸时，NaCl不参与反应，所需标准液的体积偏大，故测定结果偏大。 　　②若杂质与待测液反应，则应作具体分析。关键：比较与等物质的量的待测物反应消耗的杂质质量和标准物的质量。若消耗杂质的质量较大，则相当于削弱了原标准液的作用能力，故与一定量待测物反应时，消耗的标准体积变大，测定结果偏大。 　　或者可用等质量的杂质、标准物分别与待测物反应，根据消耗的待测物质量的多少来判断。如杂质作用待测物质量越多，说明作用能力被增强，故测定结果偏小。 ‎ 五．盐类水解 1．盐类水解 　　⑴概念：在溶液中盐电离出的离子跟水所电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。 　　⑵实质：盐电离出的弱酸或弱碱离子与水电离出的H＋或OH－结合，使水的电离平衡发生移动，并使溶液显酸性或碱性，是酸碱中和反应的逆反应。 　　⑶发生条件： 　　①有弱根（弱酸阴离子、弱碱阳离子）； 　　②盐易溶于水(如CaCO3难溶于水，可不考虑其水解)。 　　⑷盐类水解离子方程式书写规则： 　　①盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。如CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－ 　　②一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓” 　　③多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如 　　第一步：CO32－+H2OHCO3－+OH－（主要） 　　第二步：HCO3－+H2OH2CO3+OH－（次要） 　　④多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：Fe3＋+3H2OFe(OH)3+3H＋ 　　总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成，阴离子水解生成 　　阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。 2．盐类水解的规律： 　　有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性，都强显中性。 　　⑴强碱弱酸盐：弱酸的阴离子发生水解，水解显碱性； 　　⑵强酸弱碱盐：弱碱的阳离子发生水解，水解显酸性； 　　⑶弱酸弱碱盐：弱酸的阴离子和弱碱的阳离子都发生水解，溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱； 　　⑷强酸强碱盐：强酸强碱盐不发生水解。 3．影响水解平衡的因素： 　　⑴‎ 内因：主要因素； 　　⑵外因： 　　①温度：水解过程是吸热过程，，升温使水解程度增大； 　　②浓度：盐溶液越稀、水解程度越大； 　　③溶液的酸碱性：组成盐的离子能与水发生水解反应，向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。 　　对于反应：CH3COO－+H2OCH3COOH＋OH－　 ‎ 改变条件 平衡移动 C(CH3COOH)‎ C(CH3COO－)‎ C(H＋)‎ C(OH－)‎ pH 升温 向右 增大 减小 减小 增大 减小 加水 向右 减小 减小 减小 减小 减小 加HCl 向右 增大 减小 增大 减小 增大 加NaOH 向左 减小 增大 减小 增大 增大 加醋酸钠 向右 增大 增大 减小 增大 增大 ‎4．盐类水解的应用： 　　⑴某些物质水溶液的配制： 　　①配制FeCl3溶液通常先将FeCl3溶于浓盐酸中，以抑制Fe3+的水解，再加水冲稀至所需浓度； 　　②配制Na2S溶液时，先滴入几滴氢氧化钠溶液再加水冲稀至所需浓度等。 　　⑵判断物质水溶液的酸碱性 　　①相同物质的量浓度的下列物质的溶液按pH由大到小的顺序为Na2SiO3、Na2CO3、NaHCO3、NaCl、NH4Cl。 　　②用简便方法区别NaCl、NH4Cl和Na2CO3三种无色溶液；用pH试纸鉴别,pH＝7的是NaCl溶液；pH<7的是NH4Cl溶液；pH>7的是Na2CO3溶液。 　　⑶判断离子能否大量共存 　　如Al3+和Fe3+与HCO3－、CO32－、AlO2－和SiO32－等不能大量共存。 　　⑷明矾和FeCl3等物质净水原理 　　明矾中的铝离子再水中发生水解Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+，生成的Al(OH)3胶体具有强吸附性，可吸附杂质下沉，以达到净水的目的。 　　⑸‎ 某些化肥的施用使土壤的酸碱性改变 　　长期使用(NH4)2SO4的土壤因NH4+的水解而使土壤酸性增强。 　　⑹利用盐的水解除去杂质 　　如除去MgCl2酸性溶液中的FeCl3，可以加入MgO或Mg(OH)2，促进FeCl3的水解，使FeCl3转化为Fe(OH)3而除去。 　　⑺热的纯碱水溶液去污能力较强 　　加热可使CO32－的水解程度增大，因而溶液碱性增强，去污能力增强。 　　⑻镁与NH4Cl水溶液的反应 　　镁在常温下不易与水发生反应，但镁粉放入氯化铵的水溶液中有氢气放出，这是因为氯化铵中NH4+水解而使溶液显酸性，金属镁将溶液中的H＋还原为H2。 　　⑼泡沫灭火器 　　泡沫灭火器内装有饱和的Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液，它们分装在不同容器中。当两溶液混合后，发生Al3++3HCO3－＝Al(OH)3↓+3CO2↑。其作用原理是什么？ 　　【知识拓展】 　　蒸干盐溶液所得物质的判断 　　①考虑盐是否分解，如加热分解Ca(HCO3)2，因其分解，所得固体是CaCO3。 　　②考虑氧化还原反应，如加热Na2SO3，因其易被氧化，所得固体应是Na2SO4。 　　③盐水解生成不挥发性酸，蒸干后，仍为原物质，如Fe2(SO4)3；盐水解生成挥发性酸，蒸干后一般得到弱碱，如蒸干AlCl3溶液，得到Al(OH)3。 　　④盐水解生成强碱时，蒸干后，一般得到原物质，如Na2CO3。 5．溶液中微粒间的定量关系： 　　以Na2CO3溶液为例： 　　⑴电荷守恒：任何电解质溶液，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数； 　　C(Na＋)+C(H＋)＝C(OH－)＋C(HCO3－)＋2C(CO32－)＋C(HCO3－) 　　⑵物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化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变的。 　　C(Na＋)＝2｛C(CO32－)＋C(HCO3－)＋C(H2CO3)｝ 　　【知识拓展】 　　‎ I．溶液中离子浓度的大小比较 　　⑴单一溶液： 　　①多元弱酸：根据多步电离分析；如在H3PO4溶液中， 　　　c(H+)>c(H2PO4－)>c(HPO42－)>c(PO43－) 　　②一元弱碱根离子的水解：根据水解程度微弱分析；如NH4Cl溶液中： 　　　c(Cl－)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH－)； 　　③多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析；如Na2CO3溶液中 　　　c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)。 　　⑵不同溶液中同一离子浓度的比较：分析其他离子对其影响。 　　如同物质的量浓度的①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4中c(NH4+)由大到小的顺序是③>①>②。 　　⑶混合溶液 　　①01mol/LNH4Cl与0.1mol/LHCl等体积混合的溶液中：c(Cl－)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH－)。 　　②0.1mol/LCH3COONa与0.1mol/LNaOH等体积混合的溶液中： 　　　c(Na+)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H+)。 　　③0.1mol/LCH3COONa与0.1mol/LCH3COOH等体积混合的溶液中(pH<7)： 　　　混合溶液的pH<7，说明醋酸的电离程度大于醋酸钠的水解程度，即水解对于电离可忽略： 　　　c(CH3COO－)>c(Na+)>c(CH3COOH)> c(H+)> c(OH－)。 　　④0.1mol/LNaCN与0.1mol/LHCN等体积混合的溶液中(pH>7)； 　　　混合溶液的pH>7，说明HCN的电离程度小于NaCN的水解程度，即电离对于水解可忽略： 　　　c(HCN)>c(Na+)>c(CN－)> c(OH－)> c(H+)。 　　⑤0.1mol/LCH3COONa与0.1mol/LNH4Cl等体积混合的溶液中(pH＝7)： 　　　pH＝7则，说明溶液显中性，即醋酸根的水解与铵根的水解能力相当，即 　　　c(Na+)＝c(Cl－)>c(CH3COO－)＝c(NH4+)>c(OH－)＝c(H+) 　　II．对于多元弱酸的酸式盐的水溶液既存在电离过程也存在水解过程：NaHSO3和NaH2PO4电离大于水解，即其水溶液呈酸性；NaHCO3和Na2HPO4水解大于电离，其水溶液呈碱性。 六．沉淀溶解平衡 1．沉淀溶解平衡 　　⑴‎ 概念：一定条件下，强电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 　　⑵特征：动（v溶解＝v沉淀≠0）、等（v溶解＝v沉淀）、定（溶质的离子浓度保持不变）、变（改变外界条件，溶解平衡移动，达成新的平衡） 2．溶度积 　　⑴定义：在电解质达到沉淀溶解平衡时，溶液中各离子浓度以它们的化学计量数为方次的乘积为一常数，叫做溶度积，通常用Ksp表示。 　　⑵表达式：对于AmBn(s) mAn+(aq)+nBm－(aq)；Ksp＝[c(An+)]m · [c(Bm－)]n 　　⑶Ksp的影响因素：主要因素物质本身性质；外因主要是温度影响，绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，Ksp增大。 　　⑷Ksp的应用 　　①Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。 　　用溶度积直接比较物质溶解度大小时，注意物质类型（如AB型、A2B型和AB2型等），对于同种类型物质Ksp数值越大，难溶电解质在水中的溶解能力越强。 　　如由Ksp数值知，溶解能力AgCl>AgBr>AgI；Cu(OH)2Ksp，溶液过饱和，沉淀过程大于溶解过程，有沉淀析出； 　　Qc=Ksp，溶液饱和，沉淀过程和溶解过程处于平衡状态， 无沉淀析出； 　　Qc