高三化学复习知识清单（通用版） 知识清单16 溶液中的离子平衡

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【知识归纳】
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）
5．注意问题
（1）有水参与的反应不一定是水解反应，还可能是电离反应
①电离平衡：HS－+H2OS2－+H3O+
②水解平衡：HS－+H2OH2S+OH－
（2）注意电离方程式和沉淀溶解平衡方程式的区别
①完全电离：AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－（aq）
②沉淀溶解平衡：AgCl（s）Ag+（aq）+Cl－（aq）
（3）电离型水解和水解型电离
①电离平衡：Al（OH）3+H2O［Al（OH）4］－+H+
②电离平衡：NH3+H2ONH4++OH－
③水解平衡：[Al(OH)4]－Al(OH)3+OH－
【特别提醒】溶液中的两个相当处理
（1）H3O+H2O+H+
（2）[Al(OH)4]－或AlO2－Al(OH)3+OH－
三、水的电离平衡
1．水的电离平衡：H2OH++OH－△H＜0
（1）平衡移动
①温度：越热越电离；
②酸、碱抑制水的电离
③弱盐及能够和H+或OH－反应的微粒促进水的电离
（2）具体情况下水的电离平衡移动
①有水参与的电解反应：正向移动
②向水中加入氨水：逆向移动
③向水中通入氨气：正向移动
④向水中加入Na、Na2O和Na2O2：正向移动
⑤向饱和氯水中加入少量固体NaCl：逆向移动
⑥硼酸（H3BO3）溶于水生成［B（OH）4］－：正向移动
2．c(H+)水和c(OH－)水的关系：在任何情况下都相等
3．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
4．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
5．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
6．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，该溶液对水的电离程度和抑制程度相同
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）
四、弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离平衡
（1）弱酸H2A的电离：①H2AH++HA－△H＜0；②HA－H++A2－△H＜0
（2）弱碱氨水的电离：NH3·H2ONH4++OH－△H＜0
（3）平衡移动：①温度：越稀越电离；②浓度：越热越电离
2．相同体积和浓度的盐酸和醋酸的比较
（1）c（H+）：盐酸醋酸，溶液的pH醋酸的大，溶液的导电性盐酸的强，酸根离子的浓度盐酸的大
（2）与足量的其他物质反应：反应速率盐酸的快，消耗该物质的量一样多，反应结束所用的时间醋酸的长
3．相同体积和pH的盐酸和醋酸的比较
（1）溶液的浓度：盐酸醋酸，溶液的导电性一样的强，酸根离子的浓度一样的大
（2）与足量的其他物质反应
①反应速率：开始时一样快，过程中醋酸快
②消耗该物质的量醋酸多
③生成等量的某产物所用的时间盐酸的长
④反应结束所用的时间醋酸的长
五、弱盐的水解平衡
1．弱盐的水解平衡
（1）弱盐Na2A的水解
①A2－+H2OHA－+OH－△H＜0；②HA－+H2OH2A+OH－△H＜0
（2）平衡移动：①温度：越稀越水解；②浓度：越热越水解
（3）配制易水解的盐溶液：加相应的稀酸或稀碱防水解
①Na2CO3溶液：加NaOH溶液
②（NH4）2SO4溶液：加稀硫酸或氨水
③Fe（NO3）3溶液：加稀硝酸
④Fe（NO3）2溶液：加不能加任何酸，以防亚铁离子被硝酸氧化
2．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
3．促进盐类水解的应用
（1）热的纯碱液去油污效果好
①反应：CO32－+H2OHCO3－+OH－
②原因：加热，促进CO32－的水解，碱性增强，促进油脂的水解
（2）FeCl3、KAl（SO4）2·12H2O等可作净水剂
①反应：Fe3++3H2OFe（OH）3（胶体）+3H+
Al3++3H2OAl（OH）3（胶体）+3H+
②原因：胶体比表面积大，吸附性强，可起净水作用
（3）除去MgCl2溶液中的Fe3+
①方法：在加热搅拌条件下，加入足量除杂剂后过滤
②除杂剂：MgO、MgCO3或Mg（OH）2
（4）制备Fe（OH）3胶体
①方法：向沸水中滴加饱和FeCl3溶液，至液体呈透明的红褐色停止加热
②反应：Fe3++3H2OFe（OH）3（胶体）+3H+
（5）某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液混合
①现象：有气泡产生
②原因：活泼金属与盐水解出的H+发生置换反应生成H2
③实例：Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气
（6）泡沫灭火器原理
①药品：NaHCO3溶液和Al2（SO4）3溶液
②原理：酸碱性相反的盐溶液发生水解相互促进反应
③反应：3HCO3－+Al3+＝Al（OH）3↓+3CO2↑
（7）普钙［Ca（H2PO4）2］、铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用
①原理：K2CO3水解显碱性：CO32－+H2OHCO3－+OH－
②肥效降低反应
3Ca（H2PO4）2+12OH－＝Ca3（PO4）2↓+12H2O+4PO43－
NH4+ +OH－＝NH3↑+H2O
（7）NH4Cl用于金属除锈
①水解反应：NH4++H2ONH3·H2O+H+，铁锈与H+反应
②除锈反应：Fe2O3+6H+2Fe3++3H2O
4．抑制盐类水解的应用
（1）配制易水解的盐溶液：加相应的酸或碱防水解
①配制FeCl3溶液时加入少量稀盐酸，防止铁离子水解
②配制CuSO4溶液时加入少量稀硫酸，防止铜离子水解
③配制醋酸钠溶液时加入少量氢氧化钠，防止醋酸根离子水解
（2）加热金属氯化物的结晶水合物制纯的无水物
①措施：在干燥的HCl气流中加热脱水
②反应：MClm·xH2OMClm+xH2O
③装置
5．盐类水解在药品保存中的应用
（1）盛放Na2CO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶
①水解反应：CO32－+H2OHCO3－+OH－
②腐蚀反应：SiO2+2NaOHNa2SiO3+H2O
（2）盛放NaF溶液不能用玻璃试剂瓶
①水解反应：F－+H2OHF+OH－
②腐蚀反应：SiO2+4HFSiF4↑+2H2O
六、沉淀溶解平衡
1．三种溶解平衡
（1）沉淀溶解平衡
①适用范围：难溶性固体溶质的饱和溶液
②平衡举例：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq）
③平衡移动：浓度：越稀越溶解；温度：越热越溶解（一般）
（2）结晶溶解平衡
①适用范围：可溶性固体溶质的饱和溶液
②平衡举例：KNO3（s）K＋（aq）+NO3－（aq）
③平衡移动：适用平衡移动原理
（3）气体溶解平衡
①适用范围：气体溶质的饱和溶液
②平衡举例：O2（g）O2（aq）△H＞0
③平衡移动：温度越低越溶解，压强越大越溶解
2．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
3．沉淀的转化
（1）实质：沉淀溶解平衡的正向移动
（2）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
（3）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
（4）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
七、溶液中的三大平衡移动
1．外加物质对溶液中离子平衡移动的影响
（1）本质依据：离子方程式
①FeCl3+3KSCNFe（SCN）3+3KCl（加少量KCl固体）：不移动
②CuSO4+2H2OCu（OH）2+H2SO4（加少量BaCl2固体）：不移动
（2）若和电离出的离子不反应，则还需要考虑所加物质是否能水解
①NH3·H2ONH4++OH－（加少量MgCl2固体）：正向移动
②NH3·H2ONH4++OH－（加少量Na2CO3固体）：逆向移动
（3）加入××溶液时，还需要考虑到稀释效应
①NH3·H2ONH4++OH－（加少量NaCl固体）：不移动
②NH3·H2ONH4++OH－（加少量NaCl溶液）：正向移动
（4）若所加离子的浓度与原溶液中的相同，则平衡不移动，平衡中其他微粒浓度减小
（5）反应顺序
①非氧化还原反应：一般优先和电离出的离子反应
②氧化还原反应：一般优先和浓度大的氧化性或还原性微粒反应
③H2SH++HS－（加少量NaOH溶液）：正向移动
④H2SH++HS－（通少量Cl2）：逆向移动
2．加水稀释溶液过程中各量的变化
（1）移动方向：加水平衡向可溶性物质系数和大的方向移动
①电离、水解、溶解平衡正向移动
②电离程度、水解程度、溶解程度增大，溶解的量增多，溶解度不变
（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：
①浓溶液或纯液体：先增大后减小
②稀溶液：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
八、溶液pH的计算及判断
1．计算公式
（1）pH＝－lgc（H+），c（H+）＝10－pH
（2）pOH＝－lgc（OH－），c（OH－）＝10－pOH
（3）pH+pOH＝pKw＝14（25℃）＝12（100℃）
2．计算原则：酸算pH，碱算pOH
3．忽略原则：a≥100b，a±b≈a
4．中和的本质：n（H+）＝n（OH－）
5．酸碱反应恰好呈中性的含义
（1）中性的本质
①c（H+）＝c（OH－）；②c（H+）＝；③pH＝pOH
（2）氨水和盐酸反应：NH4Cl和少量NH3·H2O的混合物
（3）醋酸和烧碱反应：CH3COONa和少量CH3COOH的混合物
九、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
①一级电离：H2AH++HA－，Ka1＝
②二级电离：HA－H++A2－，Ka2＝
③一步电离：H2A2H++A2－，Ka＝＝Ka1×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
①一级水解：A2－+H2OHA－+OH－：Kh1＝
②而级水解：HA－+H2OH2A+OH－：Kh2＝
③一步水解：A2－+2H2OH2A+2OH－，Kh＝＝Kh1×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
（4）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＝＝
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
7．根据电离常数判断复分解反应的产物或方程式
（1）适用范围：复分解反应（经验规律）
①基本规律：强酸制弱酸，强碱制弱碱
②特殊情况：弱酸制强酸，弱碱制强碱
CuSO4+H2SCuS↓+H2SO4
NaI+H3PO4（浓）NaH2PO4+HI↑
2HClO2HCl+O2↑
（2）通式：弱酸盐+强酸→强酸盐+弱酸
（3）必须同时满足：强酸制弱酸，强碱制弱碱，产物不能反应
（4）判断反应的产物
①酸的酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3－
②盐的碱性：CH3COO－＜HCO3－＜ClO－＜CO32－
③向NaClO溶液中通入少量CO2的反应：NaClO+CO2+H2O→HClO+NaHCO3
（5）判断反应的产物
①向NaX溶液中通入少量CO2：NaX+CO2+H2O＝HX+NaHCO3
②向NaY溶液中通入少量CO2：2NaY+CO2+H2O＝2HY+Na2CO3
③HX、HY、H2CO3的酸性强弱：H2CO3＞HX＞HY
8．根据电离常数判断微粒能否反应
（1）酸的酸性：H3PO4＞H2CO3＞H2PO4－＞HCO3－＞HPO42－
（2）盐的碱性：H2PO4－＜HCO3－＜HPO42－＜CO32－＜PO43－
①PO43－与H3PO4、H2CO3、H2PO4－、HCO3－能反应
②CO32－与H3PO4、H2CO3、H2PO4－能反应
③HPO42－与H3PO4、H2CO3能反应
④HCO3－与H3PO4能反应
⑤H3PO4与HCO3－、HPO42－、CO32－、PO43－能反应
⑥H2CO3与HPO42－、CO32－、PO43－能反应
⑦H2PO4－与CO32－、PO43－能反应
⑧HCO3－与PO43－能反应
十、溶液中各类平衡常数的相关计算
1．水解常数和电离常数的计算
（1）基本方法：三段式，注意溶液体积的变化
①根据电离或水解方程式，写出电离或水解平衡常数表达式
②根据条件找出相关数据代入求解
（2）混合液中电离或水解常数的计算步骤
①根据溶液的pH计算c（H+）或c（OH－）
②根据电荷守恒求离子浓度
③根据物料守恒求分子浓度
④将所得数据代入平衡常数表达式计算
（3）忽略原则
①a≥100b，a±b≈a
②一般用弱电解质的起始浓度代替平衡浓度计算
（4）图像类计算：注意起点、终点、交点、最高点、最低点等特殊点
①起点：根据起点的浓度和pH计算
②无限加料点：根据所加物质的浓度和pH计算
③交点：某些微粒浓度相等，能够简化计算
④极限点：恰好中和点，根据混合后盐的浓度和pH计算水解常数
2．沉淀溶解平衡的计算
（1）将有关数据代入Ksp表达式计算
①注意溶液体积是否变化，浓度为混合后离子的浓度
②开始沉淀：一般认为该离子浓度不变
③完全沉淀：一般认为该离子浓度≤10－5ml·L—1
（2）计算金属阳离子开始沉淀和完全沉淀的pH
①计算依据：Ksp［M（OH）n］＝c（Mn+）·c（OH－）n
②计算方法：先求pOH，再求pH
（3）计算完全沉淀的离子的平衡浓度
①根据方程式计算过量物质中剩余离子的浓度
②根据Ksp表达式计算完全反应的离子的浓度
③将0.018ml·L－1的AgNO3和0.020ml·L－1盐酸等体积混合
（4）An+和Bm－两种离子恰好完全沉淀（AmBn）
①溶液中的离子浓度满足化学式中的计量关系：＝
②设沉淀的溶解度为x ml/L，则c（An+）＝mx ml/L，c（Bm－）＝nx ml/L
③根据Ksp＝（mx）m·（nx）n计算x
弱酸
CH3COOH
HClO
H2CO3
电离常数
1.8×l0－5
3.0×l0－8
K1＝4.3×l0－7
K2＝5.6×l0－11
酸
电离常数
H2CO3
Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11
H3PO4
Ka1＝7.5×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝2.2×10－13
已知
Ksp（AgCl）＝1.8×10－10
计算
混合后溶液中c（Ag+）＝_____ml·L－1