三、盐类水解
注意：
（1） 强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO 4在水溶液中：NaHSO 4＝Na＋＋H ＋＋SO 42－。
（2） 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液呈碱性。如NaHCO3溶液中：HCO 3－⇌H＋＋CO 32－(次要)，HCO3－＋H 2O⇌H2CO3＋OH －(主要)。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如NaHSO3溶液中：HSO 3－⇌H＋＋SO 32－(主要)，HSO3－＋H 2O⇌H2SO3＋OH －(次要)。
（3） 相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，如CO 32－＞HCO 3－。
（4） 相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。如NH 4＋的水解：(NH 4)2CO3＞(NH 4)2SO4＞(NH 4)2Fe(SO4)2。
1 、盐溶液酸、碱性的四种判断方法：
（1）强酸与弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。
（2）强碱与弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。
（3）强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。
（4）强酸弱碱盐，其水解程度大于(1)(2) 两类，有的甚至水解完全。具体有三种情况：
①生成的弱酸电离程度大于生成的弱碱的电离程度，溶液呈酸性，如NH4F ；
②生成的弱酸电离程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；
③生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。
2 、蒸干盐溶液所得物质的判断方法：
（1）先考虑分解。如NaHCO 3溶液、Ca(HCO 3)2溶液蒸干灼烧得Na 2CO3、CaCO 3；KMnO 4溶液蒸干灼烧得K 2MnO4和MnO 2。
（2）考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na 2SO3溶液，所得固体为Na 2SO4。
（3）强酸弱碱盐水解生成挥发性酸的，蒸干后得到弱碱，水解生成不挥发性酸的，得到原物质。如AlCl 3溶液蒸干得氢氧化铝，再灼烧得Al 2O3；Al 2(SO4)3溶液蒸干得本身。
（4）弱酸强碱正盐溶液蒸干得到原物质，Na 2CO3溶液蒸干得本身。
（5）NH 4Cl 溶液、(NH 4)2S 溶液蒸干、灼烧，无残留物。
（6） 某些金属氯化物的结晶水合物，如MgCl 2·6H2O和FeCl3·6H2O，在空气中加热时易发生水解，为得到其无水盐，通常将其结晶水合物在氯化氢气流中加热，以防止其水解。如MgCl2·6H2OHCl气流 MgCl2＋6H 2O。
3、 溶液中微粒浓度大小的比较：
（1） 微粒浓度大小比较的理论依据和守恒关系：
① 两个理论依据：弱电解质电离理论：电离微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。例如，H 2CO3溶液中：c(H2CO3) ＞c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。
②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO32－) ＞c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。
（2） 三个守恒关系：
①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)===c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。
②物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。例如，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1 。
③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H ＋守恒。例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。
（3） 四种情况分析：
① 多元弱酸溶液：根据多步电离分析，如：在H 3PO3溶液中，c(H＋) ＞c(H2PO4－) ＞c(HPO42－) ＞c(PO43－)。
② 多元弱酸的正盐溶液：根据弱酸根的分步水解分析，如：Na 2CO3溶液中：c(Na＋) ＞c(CO32－) ＞c(OH－) ＞c(HCO3－)。
③ 不同溶液中同一离子浓度的比较：要看溶液中其他离子对其产生的影响。例如，在相同物质的量浓度的下列溶液中：①NH 4NO3溶液，②CH 3COONH4溶液，③NH 4HSO4溶液，c(NH4＋)由大到小的顺序是③ ＞① ＞②。
④混合溶液中各离子浓度的比较：要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。即：
（4）离子浓度大小比较的解题思路：
（5）平衡移动原理解释问题的思维模板：
①解答此类题的思维过程：找出存在的平衡体系( 即可逆反应或可逆过程) ；找出影响平衡的条件；判断平衡移动的方向；分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的联系。
②答题模板：…… 存在…… 平衡，……( 条件)……( 变化) ，使平衡向……( 方向) 移动，……( 结论) 。例如：把AlCl 3溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体是什么？为什么？( 用化学方程式表示并配以必要的文字说明) 。在AlCl 3溶液中存在着如下平衡：AlCl 3＋3H 2OAl(OH)3＋3HCl，加热时水解平衡右移，HCl浓度增大，蒸干时HCl挥发，使平衡进一步向右移动得到Al(OH) 3，在灼烧时发生反应2Al(OH) 3=△=Al2O3＋3H 2O，因此最后得到的固体是Al2O3。
四、溶解平衡：
注意：
1、利用生成沉淀的方法不可能将要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5mol·L－1时，沉淀已经完全。
2 、沉淀的转化过程中一般是溶解度大的易转化为溶解度小的，但在溶解度相差不大的情况下，溶解度小的也可以转化为溶解度大的，如BaSO 4沉淀在饱和Na 2CO3沉淀中可以转化为BaCO 3沉淀。
1、 溶度积与离子积的使用方法：以A mBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：
需要强调的是，若离子来源于不同溶液，则代入Q、Ksp中进行计算的离子浓度是指溶液混合后、反应前时的浓度，绝不是混合前的浓度。
2、三个强调：
（1）沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡移动分析时也同样遵循勒· 夏特列原理。
（2）溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。
（3）复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。
3、电解质在水中的溶解度分类区间：20 ℃时，电解质在水中的溶解度大小的分类区间可形象的表示为：
4、Ksp的有关计算及其图像分析：
（1） 溶度积的计算：
① 已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中 c(Ag＋)＝mol/L。
② 已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的 Ksp＝a，在0.1 mol·L －1 的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后 c(Ag＋)＝10amol·L－1 。
（2）图像分析：
①曲线上的任意一点，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求Ksp。
②可通过比较、观察得出溶液是否达到饱和状态，是否有沉淀析出。处于曲线上方的点表明溶液处于过饱和状态，一定会有沉淀析出，处于曲线下方的点，则表明溶液处于未饱和状态，不会有沉淀析出。
③从图像中找到数据，根据Ksp公式计算得出Ksp的值。
④比较溶液的Qc与Ksp的大小，判断溶液中有无沉淀析出。
⑤涉及Qc的计算时，所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度，因此计算离子浓度时，所代入的溶液体积也必须是混合液的体积。