化学必背知识手册分类专题09 四大平衡【高考化学必背知识手册】29

这是一份化学必背知识手册分类专题09 四大平衡【高考化学必背知识手册】29，共11页。试卷主要包含了外界条件对化学反应速率的影响，化学平衡的标志，外界条件对化学平衡移动的影响，勒夏特列原理及其应用，化学平衡常数，速率常数和平衡常数的关系，等效平衡，溶液中微粒浓度的等量关系等内容，欢迎下载使用。

一、外界条件对化学反应速率的影响
1．总体规律：条件越高，速率（v正和v逆）越快
（1）温度：升高温度，瞬间v正和v逆均增大
或
（2）压强：增大压强，气体物质的浓度均增大，瞬间v正和v逆均增大
或
（3）浓度
①增大反应物浓度，瞬间v正增大，v逆不变
②增大生成物浓度，瞬间v正不变，v逆增大
或
（4）催化剂：能够同等程度改变正逆反应速率
2．特殊情况
（1）温度
①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢
②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢
（2）压强
①改变非气体反应的压强，反应速率不变
②改变等体反应的压强，v正和v逆变化幅度相同
（3）浓度
①改变固体或纯液体的用量，反应速率不变
②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快
二、化学平衡的标志
1．速率标志：不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比
2．宏观标志：某些量开始变化，后来不变
（1）混合气体的密度：ρ＝＝
（2）混合气体的平均摩尔质量：＝＝
（3）气体状态方程：PV＝nRT
（4）特殊情形
①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态
②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态
3．限度标志
（1）反应物的转化率最大，百分含量最小
（2）生成物的产率最大，百分含量最大

（3）图像获取
①前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物
②过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像
（4）图像解读
①极限点：刚好达到平衡
②极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大
③极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变
三、外界条件对化学平衡移动的影响
1．正常情况下的平衡移动
（1）温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动
（2）浓度：增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动
（3）压强：增大气体反应压强，平衡向气体体积减小的方向移动
2．特殊情况下的平衡移动
（1）向容器中通入无关气体
①恒容容器：压强增大，浓度不变，速率不变，平衡不移动
②恒压容器：体积增大，浓度减小，速率减慢，平衡向气体体积增大的方向移动
（2）同倍数改变反应物和生成物浓度
①恒温恒容：相当于改变压强
②恒温恒压：瞬间各组分的浓度不变，平衡不移动
（3）不同倍数改变反应物和生成物浓度
①Q＜K：平衡正向移动，v正＞v逆
②Q＝K：平衡不移动，v正＝v逆
③Q＞K：平衡逆向移动，v正＜v逆
（4）加水稀释：平衡向可溶性微粒系数和增大的方向移动
①A（aq）+B（aq）C（aq）+D（aq）：不移动
②A（aq）+H2O（l）C（aq）+D（aq）：正向移动
③A（aq）+B（aq）C（aq）+H2O（l）：逆向移动
3．体积变化对平衡移动的影响
（1）视体积变化为压强变化
①增大体积，相当于减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动
②减小体积，相当于增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动
（2）比较瞬间浓度与所给浓度的相对大小，确定平衡移动方向
（3）利用压强对平衡移动的影响，判断系数的关系，确定物质的状态
（4）xA（g）+yB（s）zC（g）平衡时c（A）＝0.5ml·L－1，体积加倍，c（A）＝0.3ml·L－1。
①平衡向逆反应方向移动
②x、y、z的关系是x＞z
4．特殊情况下转化率和百分含量的变化
（1）恒温下浓度变化对转化率和百分含量的影响
①恒容：同倍数增大反应物或产物浓度，相当于增大压强
②恒压：同倍数增大反应物或产物浓度，平衡不移动
③反应物多种，加谁谁的转化率变小，其余的变大
（2）投料比对转化率和百分含量的影响
mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）
①反应物转化率相等的条件：投料比＝化学计量数比
②生成物含量最大的条件：投料比＝化学计量数比
5．容器类型对转化率和百分含量的影响
（1）起始量完全相同，非等体反应
①反应物的转化率：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器
②产物的百分含量：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器
（2）起始量完全相同，等体反应
①反应物的转化率：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器
②产物的百分含量：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器
四、勒夏特列原理及其应用
1．原理：改变影响平衡移动的一个条件，平衡向减弱该条件方向移动
2．应用范围
（1）必须存在平衡
（2）必须有平衡移动，且实际移动方向符合理论移动方向
3．“加的多，剩的更多”原理
（1）增大X的浓度，新平衡时c（X）一定比原平衡时的大
（2）增大压强，新平衡时P一定比原平衡时的大
（3）升高温度，新平衡时T一定比原平衡时的大
4．“单一气体型”及其逆反应的特殊性
（1）反应形式：A（s）xB（s）+yC（g）
（2）改变压强、浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
五、化学平衡常数
1．浓度平衡常数
a A（g）+b B（g）c C（g）+d D（g）
（1）平衡常数表达式：K＝
①平衡量必须为平衡时的浓度
②等体反应：可以用平衡时的物质的量代替平衡时的浓度
（2）温度、平衡移动方向和平衡常数的关系
①升高温度，放热反应的平衡常数减小
②升高温度，吸热反应的平衡常数增大
（3）应用
①判断可逆反应进行的程度：K越大，反应进行的程度越大
②判断反应物转化率的大小：相同条件下，K越大，反应物转化率越大
2．浓度熵
（1）表达式：Q＝
（2）意义：Q越大，反应逆向进行的程度越大
（3）应用：判断反应是否达到平衡或反应进行的方向
①Q＞K，反应逆向进行，v正＜v逆
②Q＝K，反应达到平衡状态，v正＝v逆
③Q＜K，反应正向进行，v正＞v逆
3．压强平衡常数
（1）平衡常数表达式：Kp＝
（2）分压定律
①总压：P＝P1+P2+P3+…
②分压＝总压×物质的量分数：Pi＝P×xi
4．平衡常数与书写方式的关系
（1）正逆反应平衡常数的关系是：K正·K逆＝1
（2）化学计量数变成n倍，平衡常数变为n次方倍
（3）反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2
（4）反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝
（5）反应③＝a×反应①－反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝
六、速率常数和平衡常数的关系
1．基元反应：a A（g）+b B（g）c C（g）+d D（g）
2．速率方程
（1）抽象化：笼统的正逆反应速率
①v正＝k正·ca（A）·cb（B）、v逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
②v正＝k正·pa（A）·pb（B）、v逆＝k逆·pc（C）·pd（D）
（2）具体化：以具体物质表示的正逆反应速率
①vA正＝k正·ca（A）·cb（B）、vC逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
②vA正＝k正·pa（A）·pb（B）、vC逆＝k逆·pc（C）·pd（D）
3．平衡常数
（1）抽象化：平衡条件v正＝v逆，①＝Kc；②＝Kp
（2）具体化：平衡条件＝，①＝Kc；②＝Kp
七、等效平衡
1．含义
2．解题方法：极端假设法
（1）按照系数将新加入的原料的量全部换算成起始时反应物或生成物的量
（2）将换算量与原配比量相比较（相等或成比例）
3．全等平衡
（1）平衡条件：起始量相等
（2）平衡特征
①直接判据：某组分的质量、物质的量不变
②间接判据：恒温恒容下，物质的量浓度不变
③绝对判据：恒温恒容下，非等体反应均为全等平衡
4．相似平衡
（1）平衡条件：起始量成比例
（2）平衡特征：某组分的百分含量保持不变
①恒温恒容：等体反应
②恒温恒压：任意特征气体反应
（3）平衡时某组分的量
①等体反应：A（g）+B（g）2C（g）
ψ（C）＝＝
②非等体反应：2A（g）+B（g）2C（g）
n（A）∶n（B）∶n（C）＝nA起∶nB起∶nC平
4．按化学计量数比混合的等效平衡的特殊性
（1）正反应和逆反应的转化率的关系：正+逆＝1
（2）正反应和逆反应热量的关系
①Q正+Q逆＝k×|△H |（k＝＝系数的倍数）
②正反应的转化率：正＝＝
③逆反应的转化率：逆＝＝
（3）由于起始加入的量及物质不同，反应的程度也不同，所以转化率和热量不一定相等。
考点2 电解质溶液中的离子平衡
一、强电解质和弱电解质
1．常见强电解质
（1）强酸
①无氧酸：HCl、HBr、HI
②含氧酸：H2SO4、HNO3、HClO4
（2）强碱
①一元碱：KOH、NaOH
②二元碱：Ca（OH）2、Ba（OH）2
③有机碱：［Ag（NH3）2］OH
（3）大多数盐：Fe(SCN)3除外
（4）金属氧化物：如Na2O、Al2O3等（熔融态电离）
2．常见弱电解质：弱酸、弱碱、少数盐和水
3．电解质溶液的特点
（1）强电解质：不含溶质分子，含溶剂分子
（2）弱电解质：溶质分子和溶质离子共存
4．弱电解质的判断（以弱酸HA为例）
（1）电离方面：不能完全电离，存在电离平衡
①10－nml/L的HA溶液pH≠n
②同浓度的HA和HCl溶液，导电性HCl的弱
③同浓度的HA和HCl溶液与B反应，HA速率慢
④同pH的HA和HCl溶液与B反应，HCl速率慢
⑤同体积同pH的HA和HCl溶液与足量B反应，HA消耗的B多，产生的产物多
⑥pH＝1的HA与pH＝13的强碱等体积混合，溶液呈酸性
⑦盐酸与锌反应，加入少量NaA固体反应速率减慢
⑧同pH的HA和HCl溶液加入相应钠盐，HA的pH增大
（2）水解方面：电解质越弱，对应离子的水解能力越强
①NaA溶液的pH＞7
②NaA溶于水，加入酚酞试液，呈红色
③在NaA溶液中，c（Na+）＞c（A－）
（3）稀释方面：加水稀释，平衡移动
①同倍数稀释同pH的HCl与HA，HA的pH小
②pH＝a的HCl与HA稀释成pH＝b，HA加水量多
（4）强制弱酸原理：比较酸（碱）性的相对强弱
①将HA加到碳酸钠溶液中，有气泡产生，只能说明酸性：HA＞H2CO3，但不能说明HA是弱酸
②将盐酸加到NaA溶液中，有HA产生，说明酸性：HCl＞HA，能说明HA是弱酸
二、电解质溶液中的方程式
1．电离方程式的书写
（1）强酸的酸式盐：硫酸氢盐，如：NaHSO4
①水溶液：NaHSO4Na++H++SO42－
②熔融态：NaHSO4Na++HSO4－
（2）弱酸的酸式盐：除了硫酸氢盐外的其他酸式盐
①NaHCO3：NaHCO3Na++HCO3－
②KH2PO4：KH2PO4K++H2PO4－
（3）多元弱酸分步电离，以第一步为主
①H2CO3第一步电离：H2CO3H++HCO3－
②H2CO3第二步电离：HCO3－H++CO32－
（4）多元弱碱分步电离，一般一步到位
①Fe(OH)3的正常电离：Fe（OH）3Fe3++3OH－
②Fe(OH)3第一步电离：Fe（OH）3［Fe（OH）2］++OH－
（5）借水型电离
①NH3·H2O的电离：NH3·H2ONH4++OH－
②Al(OH)3酸式电离：Al（OH）3+H2O［Al（OH）4］－+H+
（6）自偶电离：一个分子失去H+，另一个分子得到H+
①H2O（l）：2H2OH3O++OH－
②NH3（l）：2NH3NH4++NH2－
③HNO3（l）：2HNO3H2NO3++NO3－
2．水解方程式的书写
（1）水解的本质：复分解反应
①弱阴离子结合水中的H+，形成弱酸，溶液呈碱性
②弱阳离子结合水中的OH－，形成弱碱，溶液呈酸性
③NH4++D2ONH3•HDO+D+
（2）多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主
①CO32－第一步水解：CO32－+H2OHCO3－+OH－
②CO32－第二步水解：HCO3－+H2OH2CO3+OH－
（3）多元弱碱根离子分步水解，一般一步到位
①Fe3+的正常水解：Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+
②Fe3+第一步水解：Fe3++H2O［Fe（OH）］2++H+
（4）电离型水解
①[Al(OH)4]－：[Al(OH)4]－Al(OH)3+OH－
②AlO2－：AlO2－+2H2OAl（OH）3+OH－
（5）完全进行的双水解反应
①Al3++HCO3－：Al3++3HCO3－Al（OH）3↓+3CO2↑
②Fe3++ClO－：Fe3++3ClO－+3H2OFe（OH）3↓+3HClO
③NH4++[Al(OH)4]－：[Al(OH)4]－+NH4+Al(OH)3↓+ NH3·H2O
（6）广义的水解
①Mg3N2：Mg3N2+6H2O3Mg（OH）2↓+2NH3↑
②Al2S3：Al2S3+6H2O2Al（OH）3↓+3H2S↑
③SiCl4：SiCl4+4H2OH4SiO4↓+4HCl
④IBr：IBr+H2OHIO+HBr
3．沉淀溶解平衡方程式的书写
（1）Ag2SO4：Ag2SO4（s）2Ag+（aq）+SO42－（aq）
（2）Ca5（PO4）3OH：Ca5（PO4）3OH5Ca2++3PO43－+OH－
4．沉淀转化方程式的书写
（1）CaSO4→CaCO3：CaSO4（s）+CO32－（aq）＝CaCO3（s）+SO42－（aq）
（2）ZnS→CuS：ZnS（s）+Cu2＋（aq）＝CuS（s）+Zn2＋（aq）
【特别提醒】溶液中的两个相当处理
（1）H3O+H2O+H+
（2）[Al(OH)4]－Al(OH)3+OH－
三、溶液中的三大平衡移动
1．影响因素
（1）温度：越热越电离、水解、溶解（一般）
（2）浓度：越稀越电离、水解、溶解
（3）外加溶液或离子：依据离子方程式判断
2．加水稀释溶液过程中各量的变化
（1）可溶性反应物微粒数目和浓度都增大
（2）生成物微粒数目增多，生成物微粒浓度对于浓溶液或纯液体先增大后减小，对于稀溶液则减小
（3）溶液中c（H+）和c（OH－）的变化趋势相反
①酸性溶液：加水稀释，c（H+）减小，c（OH－）增大
②碱性溶液：加水稀释，c（H+）增大，c（OH－）减小
（4）相同pH的两种电解质溶液，加水稀释相同的倍数，存在平衡的物质（弱酸、弱碱、弱盐）的pH变化小
①强酸（碱），加水稀释10n倍，pH变化n个单位
②弱酸（碱），加水稀释10n倍，pH变化小于n个单位
③溶液无限稀释，pH无限接近于7
四、溶液中各类平衡常数
1．水的电离平衡常数和水的离子积常数
（1）水的电离平衡常数：K电离＝
（2）水的离子积常数
①表达式：Kw＝c（H+）×c（OH－）
②Kw与K电离的关系：Kw＝K电离×c（H2O）
（3）常用数据：25℃：Kw＝1.0×10－14，100℃：Kw＝1.0×10－12
2．弱电解质的电离常数
（1）弱酸H2A的电离常数：Ka1Ka2
①H2AH++HA－：Ka1＝
②HA－H++A2－：Ka2＝
（2）意义：在同温度同浓度时，Ka越大，酸的酸性越强
3．弱盐的水解常数
（1）弱盐Na2A的水解常数：Kh1Kh2
①A2－+H2OHA－+OH－：Kh1＝
②HA－+H2OH2A+OH－：Kh2＝
（2）意义：在同温同浓度时，Kh越大，盐的水解程度越大
4．溶度积常数
（1）反应：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq）
（2）表达式：Ksp（AmBn）＝cm（An+）×cn（Bm－）
（3）溶度积常数和溶解度的关系x＝ml/L
①阴阳离子个数比相同：Ksp小，溶解度小
②阴阳离子个数比不同：Ksp小，溶解度不一定小
③大小比较：将Ksp开离子个数次方，比较数量级即可
5．电离常数K电离和水解常数K水解的关系
（1）总体关系：K电离·K水解＝Kw
（2）二元弱酸：Ka1·Kh2＝Kw，Ka2·Kh1＝Kw
（3）三元弱酸：Ka1·Kh3＝Kw，Ka2·Kh2＝Kw，Ka3·Kh1＝Kw
6．根据电离常数判断溶液的酸碱性
（1）弱酸（碱）与其相应盐（1∶1）混合：比较Ka或Kb与Kh的相对大小
①HA+NaA（Ka＝10－3），Kh＝10－11，溶液呈酸性
②HB+NaB（Ka＝10－10），Kh＝10－4，溶液呈碱性
③ROH+RCl（Kb＝10－8），Kh＝10－6，溶液呈酸性
④MOH+MCl（Kb＝10－5），Kh＝10－9，溶液呈碱性
（2）弱酸的酸式盐：比较水解程度（Kh2）和电离程度（Ka2）的相对大小
①NaHA（Ka1＝10－3，Ka2＝10－8），Kh2＝10－11，溶液呈酸性
②NaHB（Ka1＝10－5，Ka2＝10－10），Kh2＝10－9，溶液呈碱性
（3）弱酸弱碱盐：比较Kh阳和Kh阴的相对大小
①MA（Ka＝10－3，Kb＝10－8），Kh阳＝10－6，Kh阴＝10－11，溶液呈酸性
②MB（Ka＝10－9，Kb＝10－4），Kh阳＝10－10，Kh阴＝10－5，溶液呈碱性
③MC（（Ka＝10－5，Kb＝10－5），Kh阳＝10－9，Kh阴＝10－9，溶液呈中性
五、水电离出的氢离子浓度
1．c(H+)水和c(OH－)水的关系：在任何情况下都相等
2．水的电离度：(H2O)＝×100%＝×100%＝1.8c(H+)水%
（1）不同溶液中水的电离度之比等于c(H+)水之比
（2）酸和碱抑制水的电离，酸碱性越强，(H2O)越小
（3）弱盐促进水的电离，酸碱性越强，(H2O)越大
3．稀释过程中c(H+)水的变化
（1）酸碱溶液稀释过程中，c(H+)水变大
（2）弱盐溶液稀释过程中，c(H+)水变小
4．化学反应过程中c(H+)水的变化
（1）酸和碱反应过程中，恰好中和时，(H2O)最大
（2）强酸滴定弱酸盐过程中，c(H+)水变小
（3）强碱滴定弱碱盐过程中，c(H+)水变小
（4）水参与的电解反应，c(H+)水变大
5．水电离出的氢离子浓度和溶液pH的关系
（1）c(H+)水＝10－aml·L－1，pH＝a或14－a
①c(H+)水＝10－5ml·L－1，pH＝5或9
②c(H+)水＝10－11ml·L－1，pH＝11或3
（2）c(H+)水＝10－7ml·L－1，该溶液对水的电离不促进也不抑制
①NH3·H2O和NH4Cl的混合物：溶液呈中性
②CH3COOH和CH3COONa的混合物：溶液呈中性
③NaOH和Na2CO3的混合液：溶液呈碱性
④NH4Cl和HCl的混合物：溶液呈碱性
（3）已知pH＝a，则c(H+)水＝10－aml·L－1或10a－14ml·L－1
①pH＝2，c(H+)水＝10－2ml·L－1（促进）或10－12ml·L－1（抑制）
②pH＝11，c(H+)水＝10－3ml·L－1（促进）或10－11ml·L－1（抑制）
六、盐类水解的应用
1．某些盐溶液蒸干后的产物
（1）挥发性酸的弱碱盐
①AlCl3Al（OH）3Al2O3
②Cu(NO3)2Cu（OH）2CuO
③AgNO3AgOHAg
（2）难挥发性酸的弱碱盐
①Fe2(SO4)3Fe2(SO4)3
②(NH4)2SO4(NH4)2SO4
（3）多元弱酸的强碱盐
①Na2CO3Na2CO3
②Na3PO4Na3PO4
（4）次氯酸盐
①NaClONaCl
②Ca(ClO)2CaCl2
（5）还原性的盐
①FeSO4Fe2(SO4)3
②Na2SO3Na2SO4
③Fe(NO3)2Fe（OH）2Fe（OH）3Fe2O3
（6）受热易分解的盐：直接考虑分解即可
①NaHCO3Na2CO3
②Ca(HCO3)2CaCO3CaO
③Mg(HCO3)2MgCO3Mg（OH）2MgO
④(NH4)2S无固体剩余
⑤NH4HCO3无固体剩余
⑥NH4Cl无固体剩余
2．配制易水解的盐溶液：加相应的酸或碱防水解
（1）Na2CO3溶液：加NaOH溶液
（2）（NH4）2SO4溶液：加稀硫酸或氨水
（3）Fe（NO3）3溶液：加稀硝酸
（4）Fe（NO3）2溶液：不能加任何酸，以防亚铁离子被硝酸氧化
七、沉淀溶解平衡
1．沉淀的生成
（1）本质原因：Q＞Ksp
（2）分步沉淀原理
①实验前提：被沉淀的离子浓度必须相同
②反应规律：混合液中滴加沉淀剂，优先生成溶解度小的沉淀
2．沉淀的转化
（1）实质：沉淀溶解平衡的正向移动
（2）沉淀转化的平衡常数
①方程式：MX（s）+Y－（aq）MY（s）+X－（aq）
②表达式：K＝＝
（3）基本规律
①一般来说，溶解度大→溶解度小
②沉淀的溶解度差别越大，越容易转化
（4）特殊规律：溶解度小的也可能转化为溶解度大的沉淀
①内在条件：Ksp相差不大，一般相差1~2个数量级
②外在条件：控制离子浓度（加浓溶液、可溶性固体），使Q＞Ksp
（5）银盐转化：AgCl→AgBr→AgI→Ag2S
①现象：白色沉淀→浅黄色沉淀→黄色沉淀→黑色沉淀
②原因：这四种沉淀的溶解度越来越小
（6）实验设计：两种沉淀所含的共同离子的量要少
①少量AgNO3溶液AgClAgBr
②少量NaOH溶液Mg(OH)2Fe(OH)3
八、溶液中微粒浓度的等量关系
1．电荷守恒
（1）含义：阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等
（2）系数：电荷数
（3）特点：只含离子，与物质的种类、比例、是否反应无关，只与离子的种类有关
（4）判断：先看系数是否正确，再看离子是否齐全
2．物料守恒
（1）含义
①原始物质中某些微粒间存在特定的比例关系
②溶液中所有含某元素或原子团的微粒的浓度之和等于某一特定的数值
（2）系数：按照比例确定
（3）特点：一定没有H+和OH－，与比例有关，与是否反应无关
（4）判断：先看比例是否正确，再看微粒是否齐全
3．质子守恒
（1）含义：水电离出的c（H+）和c（OH－）相等
（2）表达式：c（OH－）+c（OH－）消耗－c（OH－）外来＝c（H+）+c（H+）消耗－c（H+）外来
（3）系数：变化量
（4）特点：一定有H+和OH－，还有分子
（5）混合液中质子守恒＝电荷守恒与物料守恒消不变或特定的离子
（6）判断：先根据变化量确定系数是否正确，再看微粒方向是否正确
九、溶液中微粒浓度的不等量关系
1．三个原则
（1）原始物质中微粒浓度大
①盐在溶液中主要以离子形式存在
②弱酸或弱碱在溶液中主要以分子形式存在
（2）化学式中个数多的微粒浓度大
（3）主要反应生成的微粒浓度大
2．一个忽略：弱酸（碱）及其相应盐的混合物，相互抑制，忽略程度小的平衡
（1）CH3COONa+CH3COOH（1∶1）
①酸碱性：酸性，电离＞水解，忽略水解
②大小关系：c（CH3COO－）＞c（Na+）＞c（CH3COOH）＞c（H+）＞c（OH－）
（2）NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）
①酸碱性：碱性，电离＞水解，忽略水解
②大小关系：c（NH4+）＞c（Cl－）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＞c（H+）
（3）HCN和NaCN（1∶1）
①酸碱性：碱性，电离＜水解，忽略电离
②大小关系：c（HCN）＞c（Na+）＞c（CN－）＞c（OH－）＞c（H+）
（4）pH＝3的一元弱酸HR与pH＝11的NaOH溶液等体积混合
①反应后溶液的成分：NaR（少量）和HR（大量）
②酸碱性：酸性，电离＞水解，忽略水解
③大小关系：c（HR）＞c（R－）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH－）
（5）pH＝9的一元弱碱ROH与pH＝5的HCl溶液等体积混合
①反应后溶液的成分：RCl（少量）和ROH（大量）
②酸碱性：碱性，电离＞水解，忽略水解
③大小关系：c（ROH）＞c（R+）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）