❶ 為什麼水的離子積也適用稀的電解質
根本問題在於稀溶液中水的濃度和純水中很相近，因此離子積可近似看做相等的。
由水的電離平衡常數求算公式就可以看出來：K=[H+][OH-]/[H2O],在稀水溶液中水仍然是主體，因此濃度和純水中很接近，而離子積之所以可以看做是常數，前提之一也是在水濃度基本不變的情況下。
❷ 水的離子積是水電離平衡時具有的性質，為什麼這個性質不僅適用於純水，也適用於其他稀的水溶液。
水的離子積是水電離平衡時具有的性質，為什麼這個性質不僅適用於純水，也適用於回其他稀的水溶液。
們說答 水的離子積是純水中水分子電離得到的H+與OH- 二者的濃度的乘積
這一濃度 我們稱之為 分析濃度
而在溶液中 水分子是弱電解質 存在電離平衡 雖然水的離子積是溫度的函數 但溶液中的其餘離子 或多或少會對這一平衡產生影響
稀溶液中 其餘離子濃度很低 可認為水的電離平衡與純水中無太大差別 故離子積常數近似不變
但濃溶液中 存在平衡的移動 又有電解質離子間的靜電作用 離子積常數偏差很大 故認為其變化了 即不再適用
參考資料：
希望您發財嘍~！
❸ 為什麼水的離子積也適用於其他電解質的稀溶液
水或水溶液中，h+濃度跟oh-濃度的乘積是一個常數，叫水的離子積，用符號kw表示。
水的離子積受溫度影響，溫度升高kw增大，常溫時水的離子積為1×10-14
稀的電解質溶液也是水溶液，所以適用呀。
❹ 常溫下，水的離子積不僅適用於純水，還適用於稀溶液。請問：常溫下（25度），呈中性的濃溶液，其PH是否
呈中性，意味著[H+] = [OH-]，盡管其濃度不是10^(-7)mol/L，但其活度卻是10^(-7)mol/L。
❺ 為什麼水的離子積同樣適用其它
水的離子積是水電離平衡時具有的性質，為什麼這個性質不僅適用於純水，也適用於其他稀的水溶液。們說 水的離子積是純水中水分子電離得到的H+與OH- 二者的濃度的乘積這一濃度 我們稱之為 分析濃度 而在溶液中 水分子是弱電解質 存在電離平衡 雖然水的離子積是溫度的函數 但溶液中的其餘離子 或多或少會對這一平衡產生影響稀溶液中 其餘離子濃度很低 可認為水的電離平衡與純水中無太大差別 故離子積常數近似不變但濃溶液中 存在平衡的移動 又有電解質離子間的靜電作用 離子積常數偏差很大 故認為其變化了 即不再適用。誠心為你解答，給個好評吧親，謝謝啦
❻ 水溶液中的離子平衡
首先聲明,我是一位高三學生.
也許我不能有老師講的那麼好,但我還是願意與你分享學習經驗!
水溶液中的離子平衡應該是選修4的內容吧!Let me see...第三章!
這一章有四節,我現在從頭說起:
一\弱電解質的電離:
電解質是什麼?電解質是溶於水溶液中或在熔融狀態下就能夠導電(解離成陽離子與陰離子)並產生化學變化的化合物.注意,是化合物!
這是我的筆記:
電解質:酸,鹼,鹽,H2O,熔融下的金屬氧化物(強)
非電解質:大多有機物,SO3，CO2，NH3，SO2等
純液態Hcl,濃H2SO4,不導電,為共價鍵,受范得華力.
CO2為什麼不是電解質呢?原因是它通入水後,導電的不是它本身,而是它與水生成的碳酸導電.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亞硫酸的酸酐)等不是電解質也是這個道理.
首先強調水解和第二、三步電離是極微弱的過程，後面詳談。
這節內容應該是不難的,該注意的還有強電解質的電離不用可逆符號,弱電解質則要;電離平衡是化學平衡的一種,要知道多元弱酸的電離是分步的,切忌一次就到最後一步!如H3PO4的電離:
第一步電離K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+
第二步電離K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+
第三步電離K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+
還有要注意的是K1>>K2>>K3,是遠大於.
因此計算多元弱酸溶液的C(H+)及比較弱酸酸性相對強弱時,通常只考慮第一步電離(書本原話).
補充一點,電離平衡常數如何寫?
其實,對於任何的化學反應平衡常數都是把反應物濃度的冪之積作分母,生成物濃度的冪之積則作分子(蜜汁雞).切記!濃度這個概念是指溶液與氣體的!純凈的液體與固體是無濃度可言的!當它們用於計算時,當1來使用(不寫也可以).
K越大,電離程度越大,K只與溫度度有關,只與溫度度有關!!!
規律:1\越熱越電離(因電離的正方向是吸熱反應)
2\越稀越電離
二\水的電離和溶液的酸鹼性
書上講得還是挺清楚的,我就把一些需要注意的說出來吧.
水是一種極弱的電解質,Kw=K電離 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的離子積常數,簡稱為水的離子積.要求記住室溫下Kw=1.0*10^-14,
其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100攝式度時 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6
關於PH值,課本有句話:水的離子積不僅適用於純水,也適用於電解質的水溶液.這句話可用兩個式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)
2、鹼 溶液 Kw=C鹼(OH-) . C水(H+)
常溫下，PH>7 的溶液顯鹼性
PH=7 中
PH<7 酸
有關PH值的計算，是圍繞著PH=-lgC（H+）來進行的。
1酸與酸混合的PH計算方法（已知兩酸的濃度與體積）：
為了方便,與酸1和酸2有關的數據簡化為C1,V1,C2,V2
C混(H+)= C1*V1 + C2*V2
---------------
V1 + V2
後再根據PH的定義式計算.
2同理,鹼相混和
C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2
----------------------
V1+V2
有個公式,你老師應該講了吧? POH=-lgC(OH-)
常溫下 PH= 14-POH 3酸與鹼混合: 首先,看哪個過量. (1)酸過量:
C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2
(2)鹼過量:
C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1
-------------------------
V1+V2
然後轉化為C(H+)再算即可.
還有一個實驗很重要,就是酸鹼的中和滴定實驗(常考)
要知道酸式滴定管不可裝鹼性溶液,但可裝酸性或強氧化性的溶液
鹼式滴定管則只可裝鹼性溶液.(看是否會發生反應來判斷)
還有,要記住儀器與操作過程(仔細看書),以及酸鹼指示劑的變色范圍,顏色變化
有關計算是圍繞著溶液的稀釋規律來進行的.
根據C濃*V濃=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C標*V標*N2
(待側液與標准液,N指酸或鹼的元數)
故 C待= C標*C標*N1
------------
V待*N2
題目一般會讓你做一元酸與一元鹼的滴定,所以N就約去了.
有 C待= C標*C標
------------ V標=V末-V始(注意滴定管0刻度上)
V待
誤差分析就是用這個式子來判斷的!!!!!!
PH試紙的運用:操作,在測溶液PH值時不可用水將其潤濕(相當於稀釋)!
好好回想你在做實驗時的情景,其實無論是那一個實驗(物、化、生),你都應該好好體會,反想.
三、鹽類的水解
記住,是鹽類的水解!鹽類!!!!!!(易與電離混淆)
鹽的酸鹼性是看陰陽離子來判斷的.
口訣:誰強顯誰性,兩強顯中性（用於正鹽）
課本兩句重要的話:1\鹽溶液的酸鹼性與鹽所含離子在水中與水電離出的H+或OH-能否生成弱電解質有關.
2\強酸弱鹼鹽和強鹼弱酸鹽溶與水時,電離產生的陽離子,陰離子可分別與水電離產生的OH-或H+生成的弱電解質--弱酸或弱減,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而這兩類鹽溶液呈現酸性或鹼性.
強酸強鹼鹽溶液則無此作用,故顯中性.
記住,所有的溶液都顯電中性,酸鹼性另談!電性與酸鹼性是不同的!
鹽類的水解式如何寫?
首先,鹽是強電解質,一步電離.
其次,寫水解式.
如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-
CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-
HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-
同樣,水解第一步遠大於第二步.
越弱越水解 ,越熱越水解
針對越弱越水解,我們來說一下:
越弱越水解不是看弱鹼陽離子或弱酸陰離子所對應的酸、鹼性強弱(如 CO3^2-對應H2CO3),而是......不好描述,舉例吧.
比較Na2CO3(蘇打)與NaHCO3(小蘇打)的酸鹼性
實驗表明,蘇打的鹼性強於小蘇打.
為什麼?
根據越弱越水解,CO3^2-對應HCO3-,HCO3-對應H2CO3
其中,HCO3-的酸性弱於H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,鹼性越強.所以蘇打的鹼性強於小蘇打.
當你學到選修5有機化學基礎時,會遇到苯酚鈉,醋酸鈉,等你學了先吧.
下面是關於守恆式(常考):
1 電荷守恆
原理:所有的溶液都顯電中性,陽離子電荷數=陰離子電荷數
方法:把電離與水解的方程式一一寫出,然後根據第一步電離遠大於第二步
舉例:Na2CO3的電荷守恆
C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)
C(CO3^2-)前的系數為2,自己好好體會.
2 物料守恆
方法:抓住元素（如S元素）
舉例:Na2SO3的物料守恆
C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))
右邊系數為2的原因是Na2 SO3,兩倍。
3 質子守恆
原理：C水（H+）= C水（OH-）
舉例：Na2CO3的質子守恆
C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)
H2CO3前的系數為2，因為一個H2CO3有兩個H
4 由以上3種守恆式通過代數運算得到的新等式
這種一般出現在雙選題中，不要輕易排除！
另外，酸式鹽的水解是一個難點。我們舉例說明。
酸式鹽要考慮其電離和水解，很多人在這里暈了。
（1）大多酸式鹽水解大於電離。以NaHCO3為例
電離：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-
2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-
水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-
因水解大於電離，所以過程3 > 過程2，該溶液顯鹼性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)
（2）一些酸式鹽水解小於電離。以NaHSO3為例
電離：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-
2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-
水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-
因水解小於電離，所以過程3 < 過程2，該溶液顯酸性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)
因為還有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)
弱減陽離子的水解，因太復雜，高中階段只考慮一步完成。
Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+
因為有了水解，所以一些鹽的保存要加相應的強酸或強鹼，加熱後根據高沸點酸或低沸點酸來判斷生成物也是常考的內容，這不難，你懂了吧？
四、難溶電解質的溶解平衡
終於到最後一節了......
我們知道，絕對不溶於水的物質是不存在的，我們常說的不溶是指難溶。
這節內容要求不高，只要知道沉澱的轉化規律（難溶的向更難溶的方向轉化）以及 Ksp 的比較。
Ksp 也是平衡常數的一種，它是指一定溫度下，沉澱溶解平衡時有關離子濃度冪的乘積
Qc 是離子積常數，它的演算法和 Ksp 一樣，只不過是 Qc 表示的為一定溫度下任意時刻離子......
它們之間的大小關系可以......我不多說了。
值得注意的是， Ksp 的大小可判斷同類物質的溶解度，但非同類物質則不可。如Mg(OH)2 可與 Cu(OH)2 比較，但不可與AgCl比。
要比的話就必須通過計算兩種物質的溶解度來比較了。
還有，沉澱的顏色要記准，尤其是可轉化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S
我不敢說全部知識點都說到了，但我可以說這是這一章內容的精髓了！
後面的電化學基礎也不是很好學，願你能多問老師或同學，爭取把這本高中階段最難的一個摸板搞懂！好好體會書上，練習冊上的內容和筆記（聽課時和做題後）
最後，我希望你能將我所說的保留。慢慢體會，這對你高三復習還是有很好的借鑒作用.
累了，再見。
這樣可以么？
❼ 離子積的定義是什麼啊
水的離子積在一定溫度下，水中[H ]和[OH-]的乘積（Kw）是一個常數，這個常數叫做水的離子積（曾用名：離子積常數）。水的離子積又叫水的自電離常數。水的電離[H2O（l） H （aq） OH-（aq）]達到平衡後，平衡常數是
水是純液體，[H2O]可看作是一個常數，所以Kw=[H ][OH-]。Kw值跟溫度有關，在25℃，Kw=[H ][OH-]=1×10-7=×1×10－7=1×10-14。為了計算簡化，常常把這個值作為室溫下水的離子積。在物質的稀水溶液中，[H2O]和純水的[H2O]幾乎相同，因此Kw也幾乎相等。這就是說，在任何酸性（或鹼性）溶液中，同時存在H 和OH-，只不過[H ]和[OH-]的相對大小不同而已。在常溫下，[H ]和[OH-]的乘積等於1×10-14。因此，水溶液的酸鹼性只要用一種離子（H 或OH-）的濃度表示。
水是一種既能釋放質子也能接受質子的兩性物質。水在一定程度上也微弱地離解，質子從一個水分子轉移給另一個水分子，形成H3O+和OH-。
達到平衡時，可得水的離解常數Ki
或[H2O+][OH-]=K1[H2O]2
由於水的離解度極小，[HO]數值可以看作是一個常數，令K1[H2O]2等於另一新常數Kw，則
[H3O+][OH-]=Kw
Kw稱為水的離子積常數，簡稱水的離子積。上式表示在一定溫度時，水中氫離子濃度與氫氧離子濃度的乘積為一常數（表3-1）。25℃時，由實驗測出在純水中[H3O+]和[OH-]各為1.0×10-�6�27mol·L-1。通常將水合離子H3O+簡寫為H+，這樣，在常溫時：
表3-1不同濕度時水的離子積
溫度/℃
KW
I溫度/℃
KW
0
1.2×10-15
50
5.5×10-14
10
3.0×10-15
60
9.6×10-14
20
6.8×10-15
70
1.6×10-18
25
1.0×10-14
80
2.5×10-13
30
1.5×10-14
90
3.8×10-13
40
2.9×10-14
100
5.5×10-13
K=1.0*10-7*1.0*10-7=1.0*1014
[H+][OH-]=1.0*10-14(3-2)
由於水離解時要吸收大量的熱，所以溫度升高，水的離解度和KW也相應地增大。
水的離子積原理不僅適用於純水，也適用於一切稀的水溶液。在任何稀的水溶液中，不論[H+]和[OH-]怎樣改變，它們的乘積總是小於等於KW。
❽ 水的離子積為什麼在稀的電解質水溶液中也適用
這個可用離子活度來解釋，在稀溶液中，離子之間相互束縛較小，離子活度較高，接近於1，所以也適用。
隨著電解質濃度增大，離子間相互作用力增強，離子自由活動的范圍減小，即活度降低，表現為表觀濃度小於實際濃度
❾ 水的電離和溶液的酸鹼性狀態分析
1、水的電離
1）、水是極弱的電解質，也存在著電離平衡：H2O⇌H++OH-。在一定溫度下，水電離出來的H+和OH-濃度的乘積是一個常數，稱為水的離子積常數，用符號KW表示。
2）、有關KW的兩點說明
a、水的離子積(KW)也適用於稀的電解質水溶液，c(H+)和c(OH-)分別代表電解質溶液中H+和OH-的總物質的量濃度。KW與電解質溶液的酸鹼性無關。一般情況下在25 ℃或室溫下，KW約為1.0×10-14；而100 ℃時，KW約為5.5×10-13。
b、在研究水溶液體系中離子的種類時，不要忽略H+、OH-的存在。
2、影響水的電離平衡的因素（水的電離平衡：H2O⇌H++OH- ）
二、溶液的酸鹼性與pH
1、溶液的酸鹼性
溶液的酸鹼性取決於溶液中c(H+)和c(OH-)的相對大小。
1）、c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性；
2）、c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性；
3）、c(H+)<c(OH-)，溶液呈鹼性。
高三化學總復習之水的電離和溶液的酸鹼性
三、酸鹼中和滴定
1、酸鹼中和滴定目的：是利用中和反應，用已知濃度的酸(或鹼)來測定未知鹼(或酸)的濃度。
2、實驗用品
1）、試劑：標准液、待測液、指示劑、蒸餾水。
2）、主要儀器：酸式滴定管(如圖A)、鹼式滴定管(如圖B)、滴定管夾、鐵架台、燒杯、錐形瓶。
3）、滴定管使用注意事項
a、「0」刻度在上，精確度為0.01 mL。
b、盛裝酸性、氧化性試劑一般用酸式滴定管，因為酸性、氧化性物質易腐蝕或氧化橡膠；盛裝鹼性試劑一般用鹼式滴定管，因為鹼性物質易腐蝕玻璃，致使活塞無法打開。
❿ 高二化學水溶液中的離子平衡搞不懂怎麼辦
首先聲明,我是一位高三學生.
也許我不能有老師講的那麼好,但我還是願意與你分享學習經驗!
水溶液中的離子平衡應該是選修4的內容吧!Let me see...第三章!
這一章有四節,我現在從頭說起:
一\弱電解質的電離:
電解質是什麼?電解質是溶於水溶液中或在熔融狀態下就能夠導電(解離成陽離子與陰離子)並產生化學變化的化合物.注意,是化合物!
這是我的筆記:
電解質:酸,鹼,鹽,H2O,熔融下的金屬氧化物(強)
非電解質:大多有機物,SO3，CO2，NH3，SO2等
純液態Hcl,濃H2SO4,不導電,為共價鍵,受范得華力.
CO2為什麼不是電解質呢?原因是它通入水後,導電的不是它本身,而是它與水生成的碳酸導電.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亞硫酸的酸酐)等不是電解質也是這個道理.
首先強調水解和第二、三步電離是極微弱的過程，後面詳談。
這節內容應該是不難的,該注意的還有強電解質的電離不用可逆符號,弱電解質則要;電離平衡是化學平衡的一種,要知道多元弱酸的電離是分步的,切忌一次就到最後一步!如H3PO4的電離:
第一步電離K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+
第二步電離K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+
第三步電離K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+
還有要注意的是K1>>K2>>K3,是遠大於.
因此計算多元弱酸溶液的C(H+)及比較弱酸酸性相對強弱時,通常只考慮第一步電離(書本原話).
補充一點,電離平衡常數如何寫?
其實,對於任何的化學反應平衡常數都是把反應物濃度的冪之積作分母,生成物濃度的冪之積則作分子(蜜汁雞).切記!濃度這個概念是指溶液與氣體的!純凈的液體與固體是無濃度可言的!當它們用於計算時,當1來使用(不寫也可以).
K越大,電離程度越大,K只與溫度度有關,只與溫度度有關!!!
規律:1\越熱越電離(因電離的正方向是吸熱反應)
2\越稀越電離
二\水的電離和溶液的酸鹼性
書上講得還是挺清楚的,我就把一些需要注意的說出來吧.
水是一種極弱的電解質,Kw=K電離 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的離子積常數,簡稱為水的離子積.要求記住室溫下Kw=1.0*10^-14,
其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100攝式度時 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6
關於PH值,課本有句話:水的離子積不僅適用於純水,也適用於電解質的水溶液.這句話可用兩個式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)
2、鹼 溶液 Kw=C鹼(OH-) . C水(H+)
常溫下，PH>7 的溶液顯鹼性
PH=7 中
PH<7 酸
有關PH值的計算，是圍繞著PH=-lgC（H+）來進行的。
1酸與酸混合的PH計算方法（已知兩酸的濃度與體積）：
為了方便,與酸1和酸2有關的數據簡化為C1,V1,C2,V2
C混(H+)= C1*V1 + C2*V2
---------------
V1 + V2
後再根據PH的定義式計算.
2同理,鹼相混和
C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2
----------------------
V1+V2
有個公式,你老師應該講了吧? POH=-lgC(OH-)
常溫下 PH= 14-POH 3酸與鹼混合: 首先,看哪個過量. (1)酸過量:
C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2
(2)鹼過量:
C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1
-------------------------
V1+V2
然後轉化為C(H+)再算即可.
還有一個實驗很重要,就是酸鹼的中和滴定實驗(常考)
要知道酸式滴定管不可裝鹼性溶液,但可裝酸性或強氧化性的溶液
鹼式滴定管則只可裝鹼性溶液.(看是否會發生反應來判斷)
還有,要記住儀器與操作過程(仔細看書),以及酸鹼指示劑的變色范圍,顏色變化
有關計算是圍繞著溶液的稀釋規律來進行的.
根據C濃*V濃=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C標*V標*N2
(待側液與標准液,N指酸或鹼的元數)
故 C待= C標*C標*N1
------------
V待*N2
題目一般會讓你做一元酸與一元鹼的滴定,所以N就約去了.
有 C待= C標*C標
------------ V標=V末-V始(注意滴定管0刻度上)
V待
誤差分析就是用這個式子來判斷的!!!!!!
PH試紙的運用:操作,在測溶液PH值時不可用水將其潤濕(相當於稀釋)!
好好回想你在做實驗時的情景,其實無論是那一個實驗(物、化、生),你都應該好好體會,反想.
三、鹽類的水解
記住,是鹽類的水解!鹽類!!!!!!(易與電離混淆)
鹽的酸鹼性是看陰陽離子來判斷的.
口訣:誰強顯誰性,兩強顯中性（用於正鹽）
課本兩句重要的話:1\鹽溶液的酸鹼性與鹽所含離子在水中與水電離出的H+或OH-能否生成弱電解質有關.
2\強酸弱鹼鹽和強鹼弱酸鹽溶與水時,電離產生的陽離子,陰離子可分別與水電離產生的OH-或H+生成的弱電解質--弱酸或弱減,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而這兩類鹽溶液呈現酸性或鹼性.
強酸強鹼鹽溶液則無此作用,故顯中性.
記住,所有的溶液都顯電中性,酸鹼性另談!電性與酸鹼性是不同的!
鹽類的水解式如何寫?
首先,鹽是強電解質,一步電離.
其次,寫水解式.
如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-
CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-
HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-
同樣,水解第一步遠大於第二步.
越弱越水解 ,越熱越水解
針對越弱越水解,我們來說一下:
越弱越水解不是看弱鹼陽離子或弱酸陰離子所對應的酸、鹼性強弱(如 CO3^2-對應H2CO3),而是......不好描述,舉例吧.
比較Na2CO3(蘇打)與NaHCO3(小蘇打)的酸鹼性
實驗表明,蘇打的鹼性強於小蘇打.
為什麼?
根據越弱越水解,CO3^2-對應HCO3-,HCO3-對應H2CO3
其中,HCO3-的酸性弱於H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,鹼性越強.所以蘇打的鹼性強於小蘇打.
當你學到選修5有機化學基礎時,會遇到苯酚鈉,醋酸鈉,等你學了先吧.
下面是關於守恆式(常考):
1 電荷守恆
原理:所有的溶液都顯電中性,陽離子電荷數=陰離子電荷數
方法:把電離與水解的方程式一一寫出,然後根據第一步電離遠大於第二步
舉例:Na2CO3的電荷守恆
C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)
C(CO3^2-)前的系數為2,自己好好體會.
2 物料守恆
方法:抓住元素（如S元素）
舉例:Na2SO3的物料守恆
C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))
右邊系數為2的原因是Na2 SO3,兩倍。
3 質子守恆
原理：C水（H+）= C水（OH-）
舉例：Na2CO3的質子守恆
C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)
H2CO3前的系數為2，因為一個H2CO3有兩個H
4 由以上3種守恆式通過代數運算得到的新等式
這種一般出現在雙選題中，不要輕易排除！
另外，酸式鹽的水解是一個難點。我們舉例說明。
酸式鹽要考慮其電離和水解，很多人在這里暈了。
（1）大多酸式鹽水解大於電離。以NaHCO3為例
電離：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-
2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-
水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-
因水解大於電離，所以過程3 > 過程2，該溶液顯鹼性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)
（2）一些酸式鹽水解小於電離。以NaHSO3為例
電離：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-
2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-
水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-
因水解小於電離，所以過程3 < 過程2，該溶液顯酸性。
各粒子濃度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)
因為還有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)
弱減陽離子的水解，因太復雜，高中階段只考慮一步完成。
Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+
因為有了水解，所以一些鹽的保存要加相應的強酸或強鹼，加熱後根據高沸點酸或低沸點酸來判斷生成物也是常考的內容，這不難，你懂了吧？
四、難溶電解質的溶解平衡
終於到最後一節了......
我們知道，絕對不溶於水的物質是不存在的，我們常說的不溶是指難溶。
這節內容要求不高，只要知道沉澱的轉化規律（難溶的向更難溶的方向轉化）以及 Ksp 的比較。
Ksp 也是平衡常數的一種，它是指一定溫度下，沉澱溶解平衡時有關離子濃度冪的乘積
Qc 是離子積常數，它的演算法和 Ksp 一樣，只不過是 Qc 表示的為一定溫度下任意時刻離子......
它們之間的大小關系可以......我不多說了。
值得注意的是， Ksp 的大小可判斷同類物質的溶解度，但非同類物質則不可。如Mg(OH)2 可與 Cu(OH)2 比較，但不可與AgCl比。
要比的話就必須通過計算兩種物質的溶解度來比較了。
還有，沉澱的顏色要記准，尤其是可轉化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S
我不敢說全部知識點都說到了，但我可以說這是這一章內容的精髓了！
後面的電化學基礎也不是很好學，願你能多問老師或同學，爭取把這本高中階段最難的一個摸板搞懂！好好體會書上，練習冊上的內容和筆記（聽課時和做題後）
最後，我希望你能將我所說的保留。慢慢體會，這對你高三復習還是有很好的借鑒作用.
累了，再見。