电离平衡与沉淀溶解平衡

化学平衡电离平衡水解平衡沉淀溶解平衡习题(较难）一．本题共18小题，每小题有一个正确答案，共54分。

1．决定化学反应速率的根本因素是A．温度和压强 B．反应物的浓度 C．反应物的性质 D．催化剂2．C+CO22CO △H 1＞0，反应速率v1 ,N2+3H22NH3△H 2＜0，反应速率v2 。

若升高温度，v1和v2的变化是A．同时增大 B．同时减少 C．v1增大,v2减少 D．v1减少,v2增大3．某温度下在密闭容器中发生如下反应：2SO 2(g)+O2（g）2SO3(g），若开始时只充入2 molSO3，达到平衡时，混合气体的压强比起始时增大了10％;若开始时只充入了2 mol SO2和1 molO2的混合气体,达到平衡时SO2的转化率为:A．10％ B．60％ C．80％ D．90%4．氢气既是最理想的能源又是重要的化工原料，用甲烷制氢气是一种廉价的制氢方法.有关的热化学方程式如下：①CH 4（g)＋1/2O2（g）CO（g）＋2H2(g）ΔH〈0②CH 4（g)＋H2O（g）CO（g)＋3H2(g）ΔH>0下列说法不正确的是()A．当反应①中v（CH4)正＝v(CO)逆时，表明该反应达平衡状态B．其他条件不变时，增大体系压强，反应①、②中甲烷的转化率均减小C．使用高效催化剂可以加快反应速率，同时提高CH4的转化率D．同一容器内同时发生反应①与②时,容器内温度可能保持不变5．在一密闭容器中发生反应：2X（g)＋Y（g)aZ（g）ΔH＝Q kJ·mol－1,开始按体积比2∶1将X、Y充入反应器中，一定条件下发生反应。

图甲和图乙是根据反应绘制的图象，下列有关说法正确的是（）甲乙6题图A．图甲，p1〉p2,a<3 B．图甲，T1〈T2,Q〉0C．图乙，t1时表示恒温、恒压条件下，向平衡体系中充入一定量的Z气体D．图乙，如果a＝3，t2时表示向体系中加入了催化剂或增大压强6．在密闭容器中充入一定量的NO 2，发生反应2NO2（g）N2O4（g) △H＝－57kJ/mol,在温度为T1、T2时,平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如下图所示。

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒一、溶液中的三个平衡在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。

1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。

电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。

2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。

3. 沉淀溶解平衡的应用沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。

解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。

当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。

4. 彻底的双水解常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。

需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。

如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。

另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。

如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。

新乡医学院无机化学实验课教案首页授课教师姓名及职称：新乡医学院化学教研室年月日实验 电离平衡和沉淀溶解平衡一、实验目的1．了解同离子效应对电离平衡的影响；2．学习缓冲溶液的配制并了解其缓冲原理及应用；3．了解盐的水解及其影响因素；4．理解沉淀的生成及溶解的条件；二、实验原理1. 同离子效应：HAcH +＋Ac -同离子效应能使弱电解质的电离度降低，从而改变弱电解质溶液的pH 值。

PH 值的变化可借助指示剂变色来确定。

2. 缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或水的稀释而保持溶液pH 基本不变。

3. 盐的水解：Ac -＋H 2OHAc ＋OH - NH 4+＋H 2O NH 3·H 2O ＋H + 盐类水解程度的大小，主要由盐类的本性决定。

此外还受温度、盐的浓度和酸度等因素的影响。

根据同离子效应，向溶液中加入H +或OH -离子就可以防止它们的水解。

另外，由于水解反应是吸热反应，加热可促使盐类水解。

4. 沉淀－溶解平衡：AB(s) A +(aq)＋B -(aq)利用沉淀的生成可以将有关离子从溶液中除去，但不可能完全除去。

][][][HAc Ac H K a -+⋅=lg •=,Ac HAc HAc a c c pK pH 盐酸c c pK HAc a lg •=,在沉淀平衡中，同样存在同离子效应，若增加A +或B -的浓度，平衡向生成沉淀的方向移动，有沉淀析出。

根据溶度积规则可判断沉淀的生成或溶解，当Q i ＝sp B A K c c >•+ 时，则有沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c =•+时，溶液达到饱和，但仍无沉淀析出；Q i ＝sp B A K c c <•+时，溶液未饱和，没有沉淀析出。

如果在溶液中有两种或两种以上的离子都可以与同一种沉淀剂反应生成难溶盐，沉淀的先后次序是根据所需沉淀剂离子浓度的大小而定。

所需沉淀剂离子浓度小的先沉淀出来，所需沉淀剂离子浓度大的后沉淀出来，这种先后沉淀的现象，称为分步沉淀。

第7章电离平衡和沉淀平衡习题参考答案7.1根据酸碱质子理论，写出下列分子或离子的共轭酸的化学式：SO-24；S2-；HPO-24；HSO-4；NH3答：SO-24S2-HPO-24HSO-4NH3共轭酸HSO-4HS- H2PO-4H2SO4 NH+47.2 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：NH+4；H2S；H2SO4；H2PO-4；HSO-4NH+4H2S H2SO4H2PO-4HSO-4答：共轭碱NH3HS- HSO-4HPO-24SO-247.3 根据质子理论，下列分子或离子哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？HS-；CO-23；H2PO-4；NH3；H2S；HAc;OH-；H2O；NO-2。

答：酸：H2S HAc碱：CO-23NH3OH-NO-2（水溶液中）既是酸又是碱:HS-、H2PO-4、H2O在液氨中：2NH3（l）NH-2+NH+4NH3既是酸，又是碱。

7.4 将下列酸按酸强度从大到小的顺序排列：H3O+；HClO4；HNO3；H2O；[Al(H2O)6]3+答：酸强度顺序：HClO4＞HNO3＞H3O+＞[Al（H2O）6]3+＞H2O7.5 将下列碱按碱的强度从大到小的顺序排列：S2-（K b约为为10-15）、OH-、NH3、PO-34、CO-23、Ac-、答：碱强度顺序：S2-＞OH-＞PO-34＞CO-23＞NH3＞AC-7.6 下列物质中那些能作为HCl、H2SO4、HClO4的区分溶剂？NH3、H2O、NaOH、甲醇、乙酸答：甲醇与乙酸可作为HCl、H2SO4及HClO4的区分溶剂。

7.7 计算下列溶液的[H+]和[OH-]：（1）25.00g NaOH溶解于400 mL水中；（2）50.0 mL 0.500 mol·L-1 HCl稀释至175mL;（3）30ml 2.5mol·L-1 KOH稀释至120 mL;（4）4.5×10-4mol·L-1 Ba(OH)2解：（1）[OH-]= 25.00÷40.00÷0.400 = 1.56mol·l-1[H+] = 1.00×10-14÷1.56 = 0.647×10-14 = 6.47×10-15(mol·l-1) （2）0.500×50.0 = 175x，x=[H+]= 0.143(mol·l-1)[OH-]= 1.00×10-14÷0.143 = 6.99×10-14(mol·l-1) （3）2.5×30= 120x，[OH-]= 0.625(mol·l-1)[H+] = 1.0×10-14÷[OH-] = 1.6×10-14(mol·l-1)（4）[OH-]= 4.5×10-4×2 = 9.0×10-4 mol·l-1[OH-]=1.0×10-14/9.0×10-4 = 1.1×10-11 mol·l-17.8 写出下列离子水解反应的离子方程式：CO-23；HPO-24；F-；[Fe(H2O)6]3+解：CO-23+H2O HCO-3+ OH-HPO-24+ H2O H2PO-4+ OH-F-+ H2O HF+ OH-[Fe(H2O)6]3++H2O [Fe(H2O)5(OH)]2++H3O+HCO-3、HPO-24及[Fe(H2O)5(OH)]2+还可再水解（略）7.9 按其水溶液是酸性、中性还是碱性，将下列盐分类。

《无机化学》（化学和应化专业）教学大纲一、课程基本信息：课程名称：《无机化学》，《 Inorganic Chemistry 》课程代码： 20326620, 20326740课程类别：必修课学时： 96学分： 6二、教学目的及要求：《无机化学》作为化学学院本科学生一年级基础课，首先要学习化学反应热力学基础，化学反应速度，化学平衡，原子、分子结构，配位化学基础，周期表中重要元素及无机化合物的结构，组成，重要性质及其变化规律。

以便为以后的高年级课程学习打下良好的基础。

三、教学内容：第一章物质的状态（ 2 学时）1 ．理解理想气体状态方程式的物理意义及其应用。

2 ．理解道尔顿气体分压定律及其应用。

3 ．气体扩散定律的概念。

4 ．了解气体分子运动论的基本内容。

（论点及对理想气体状态方程式的解释，理想气体运动方程式，速率及能量分布。

）5 ．实际气体状态方程式。

6 ．液体蒸发及沸腾的物理模型。

7 ．结晶化学的基础概念。

（晶与非晶，晶系，晶格，晶胞）第二章化学热力学（ 12 学时）第一节热力学第一定律一、基本概念：二、热力学第一定律第二节热化学一、化学反应的热效应二、盖斯定律三、生成热四、燃烧热第三节化学反应的方向一、反应方向的概念二、反应焓变对反应方向的影响第四节热力学第二定律一、自发变化的共同特征——不可逆性二、热力学第二定律三、卡若定律第五节熵的概念——熵与熵增原理一、熵的统计意义——熵和混乱度二、可逆循环过程与可逆过程的热温熵——熵函数三、可逆过程的热温熵四、不可逆循环过程与不可逆过程中的热温商五、绝热过程中的熵变第六节热力学第三定律和标准熵一、热力学第三定律——熵变的计算二、物质的标准熵三、化学反应的标准熵变第七节状态函数——吉布斯自由能一、吉布斯自由能二、标准生成吉布斯自由能第三章化学反应速率（ 4 学时）1 ．化学反应速率，定义及表示法。

（平均速率，即时速率）2 ．化学反应理论（碰撞理论，过渡态理论）：活化能，活化分子， v=pfZ ，质量作用定律，基元及非基元反应，反应级数和反应分子数，速率常数及阿氏公式， Ea 及 k 的测定方法。

1.沉淀溶解平衡与电离平衡有什么区别？难溶电解质物质的溶解过程与电离过程例如Baso4,是不是先溶解后完全电离呢？难溶电解质物质的溶解过程与电离是什么关系我由于硫酸钡是强电解质，即溶液中不存在硫酸钡分子，所以，硫酸钡的溶解和电离同步，溶解即电离，一般只写其溶解平衡，而不应该写电离平衡。

其他难溶的强电解质与此相同，常见于难溶盐。

固体化合物AmBn难溶于水，但仍有部分An+和Bm-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的An+和Bm-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，离子An+和Bm-的沉淀与固体AmBn的溶解在水中达到平衡状态，固体的量就不再减小，得到AmBn的饱和溶液。

这种平衡状态叫做沉淀溶解平衡。

具有极性共价键的弱电解质(例如部分弱酸、弱碱)（水也是弱电解质）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子；同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。

一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。

那Ca(OH)2为什么是中强碱？不完全电离吗？回答强碱和碱性强弱不是一个概念，强碱说的是这种物质是碱性强的物质。

而碱性强弱，一般是指溶液的酸碱性。

Ca（OH）2本身是强碱，但是它的溶液显示的碱性却不强，也就是说PH值不大，因为它在水中的溶解度不大，微溶于水但溶于水的部分完全电离，Ca(OH)2是强电解质，电解质强弱与其电离程度有关，与其溶解度无关。

2.弱电解质是不是难电离的物质？那又是不是难溶物？不是的强电解质指的是在水溶液中完全电离的物质它和溶解度大小没有关系只有溶解的那一部分完全电离那就是强电解质了所以BASO4虽然是难溶物但它在水中不可能完全一丁点都不溶解而溶解的那一丁点BASO4是完全电离为BA2+和SO42-的所以它是难溶物却也是强电解质类似的情况还有很多的比如CACO3 BACO3 等等大部分的难溶盐其实都是强电解质同理弱电解质就是在水中不完全电离的物质它和溶解度一样没有关系所以弱电解质是难电离的物质不一定是难溶物强电解质是难完全电离的物质也不一定是难溶物够清楚了吗？你说的那些观点他们的理解是难电离就是完全不能电离这是一种理解的方法但不一定的到底弱电解质和难电离是不是相同要看怎么定义这个难电离了总之只要记住弱电解质是不能完全电离的物质注意不能完全那就够了和难电离的物质略有差别把。

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第4章 电离平衡
第5节 沉淀溶解平衡
对象：难溶强电解质；沉淀溶解平衡是多相平衡。

4.5.1 溶度积常数
1．溶度积：
对一般的难溶强电解质，若沉淀溶解反应方程式为：
m n n m c
c K )]B [()]A [( -+⋅= 简写为： K sp =[A m +]n [B n -]m （4-29）
如：AgCl(s)
Ag +(aq)+ Cl -(aq) K sp =[Ag +][Cl -
] Ag 2S(s)
2Ag +(aq) + S 2-(aq) K sp = [Ag +]2 [S 2-] Fe(OH)3(s)
Fe 3+(aq)+3OH -(aq) K sp =[Fe 3+][OH -]3 Hg 2X 2(s)Hg +22+ 2X - K sp =[Hg +22][ X -]2 K sp 是沉淀溶解平衡常数，称溶度积常数，简称溶度积。

(s ：solubility ，溶解度；p ：product ，乘积)
K sp 的物理意义：一定温度下，难溶强电解质饱和溶液中离子浓度的计量数次幂之积为一常数。

K sp 表示难溶强电解质溶解趋势的大小或生成沉淀的难易； 难溶电解质不同，K sp 值不同；
用K sp 比较溶解度相对大小时，应为同类型物质；
物质的溶解是绝对的，不溶解是相对的。

严格地说：平衡时应用活度积(有效浓度)来描述，稀溶液或理。

沉淀溶解平衡和电离平衡的关系1. 前言嘿，大家好！今天我们来聊聊一个有趣的话题，那就是沉淀溶解平衡和电离平衡的关系。

乍一听，可能会觉得这个话题有点严肃，像是在上化学课。

但是别担心，我会用简单易懂的方式带你走进这个看似复杂的世界。

就像老话说的，“万事开头难”，其实这只是一场化学的旅程，我们一起去探索吧！2. 沉淀溶解平衡2.1 什么是沉淀溶解平衡？首先，咱们得搞清楚什么是沉淀溶解平衡。

想象一下你在厨房里调制果汁，先把糖倒进去，然后加水。

糖在水里逐渐溶解，你看，水变得甜甜的。

但如果你继续加糖，最终会发现糖溶不进去，这就是沉淀的开始。

沉淀溶解平衡就像是这个过程中的“博弈”。

糖溶解得快，沉淀也可能迅速形成。

这种状态就像一场拉锯战，双方都在争夺着“主场优势”。

2.2 沉淀的形成和溶解在这个平衡中，有一方是“溶解”的，另一方是“沉淀”的。

它们的关系就像是恋爱中的情侣，一个想要亲密无间，另一个却想留些空间。

只要你加的溶质够多，沉淀就会开始形成；而一旦溶液的浓度达到饱和，沉淀就再也溶解不了，这时候你可以看到底部的白色沉淀，真是一个神奇的现象！3. 电离平衡3.1 什么是电离平衡？接下来，让我们来看看电离平衡。

简单来说，电离就是一些化合物在溶液中分开成离子。

比如说，食盐（NaCl）放进水里，就会变成钠离子（Na⁺）和氯离子（Cl⁻）。

就像水里的小精灵，各自舞动，忙着去“社交”。

这就是电离平衡了，它们在溶液中不停地相互转化，像极了一个热闹的舞会。

3.2 电离与沉淀的关系这时候，电离平衡和沉淀溶解平衡就像是两个相互交织的故事。

举个例子，当你在水中溶解某种盐时，电离平衡会让盐分开成离子，而如果这些离子碰到另一种能形成沉淀的离子，就会发生一场“化学聚会”。

这场聚会中，新的沉淀可能会出现，形成一种全新的平衡状态。

简而言之，电离就像是为沉淀提供了“原材料”，而沉淀又会在这个舞会上“落座”。

4. 它们之间的互动4.1 平衡与动态说到这儿，可能会有人问，这两者到底有什么关系呢？好比说，沉淀溶解平衡就像是一个动态的舞蹈，而电离平衡则是这场舞会中每个舞者的个人舞步。

解离平衡和沉淀-溶解平衡一、实验目的1.加深对解离平衡、同离子效应及盐类水解原理的理解。

2.了解难溶电解质的多相离子平衡及溶度积规则。

3.学习快速测量溶液pH的方法和操作技术。

二、实验原理1．弱电解质的解离平衡及其移动弱电解质在水溶液中发生部分解离，在一定温度下，弱电解质（例如Hac）存在下列解离平衡：如果在平衡体系中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。

2．缓冲溶液弱酸及其盐(如HAc和NaAc)或弱碱及其盐(如NH3·H20和NH4Cl)所组成的溶液，在一定程度上可以对外来少量酸或碱起缓冲作用。

即当加入少量的酸、碱或对其稀释时，溶液的pH基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。

3．盐类的水解强酸强碱盐在水溶液中不水解。

强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，在水溶液中都发生水解。

因为组成盐的离子和水电离出来的H+或0H-离子作用，生成弱酸或弱碱，往往使水溶液显酸性或碱性。

根据同离子效应，往溶液中加入H+或0H-可以抑制水解。

水解反应是吸热反应，因此，升高温度有利于盐类的水解。

4．难溶电解质的多相解离平衡及其移动在一定温度下，难溶电解质与其饱和溶液中的相应离子处于平衡状态。

根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解，利用溶度积规则，可以使沉淀溶解或转化。

降低饱和溶液中某种离子的浓度，使两种离子浓度的乘积小于其溶度积，沉淀便溶解。

对于相同类型的难溶电解质，可以根据其K sp的相对大小判断沉淀生成的先后顺序。

根据平衡移动原理，可以将一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，这种过程叫做沉淀的转化。

沉淀的转化一般是溶度积较大的难溶电解质可以转化为溶度积较小的难溶电解质。

三、试剂0.1mol·L-1的HCl，HAc，NaOH 和NH3·H2O；甲基橙；NH4Ac固体；酚酞；O.1mol·L-1NaAc；0.1mol·L-1的NaCl，NH4Cl，Na2C03，NH4Ac，NaAc，NaH2P04，Na2HP04，Na3P04溶液；固体Fe(N03)3·9H2O；6mol·L-1HNO3溶液；饱和Al2(SO4)3溶液；饱和Na2C03溶液；0.1mol·L-1AgNO3溶液； 0.1mol·L-1K2Cr04溶液；饱和(NH4)2C2O4溶液；0.1 mol·L-1CaCl2溶液；2 mol·L-1HCl溶液；2 mol·L-1HAc。

关于难溶电解质的沉淀溶解平衡●沉淀溶解平衡与电离平衡的区别：比如氢氧化铁：Fe(OH)3(s)Fe3＋+3OH－是沉淀溶解平衡；而Fe(OH)3(aq)Fe3＋+3OH－是电离平衡。

注意括号中的s、aq。

通常，(aq)可以省略不写，而(s)却不能省略不写。

当然，难溶强电解质只有沉淀溶解平衡，没有电离平衡。

●*难溶电解质的溶度积：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，（难溶电解质的饱和溶液是极易获得的，只要有沉淀，就一定是饱和溶液！！）阳离子的浓度以其化学计量数（在溶解平衡的方程式中）为指数的幂与阴离子的浓度以其化学计量数（在溶解平衡的方程式中）为指数的幂的乘积为一常数，叫做溶度积常数，（不叫离子积常数！）简称为溶度积。

【参见课本p65.】记作Ksp 。

Ksp的几点用法：【以下计算是为了加深对于一些结论的理解，因为计算一般地都很麻烦，估计高考不会出现。

】1、与摩尔溶解度（用难溶电解质的饱和溶液中的溶质的物质的量浓度来表示的溶解度）互相换算。

(当然也可以与每100g水中，最多能够溶解的溶质质量g表示的溶解度继续换算。

)例1:已知常温下，硫酸钡的溶解度为0.000242g/100g水，求硫酸钡的溶度积。

解：先换算为摩尔溶解度。

硫酸钡这类难溶电解质的饱和溶液极稀，密度基本上仍然是1g/mL。

所以100g水形成的溶液认为是0.100L。

0.000242g硫酸钡的物质的量是0.000242g/233g·mol－1=1.039×10-6mol.所以摩尔溶解度为1.039×10-6mol/0.100L=1.039×10-5mol/L.那么，硫酸钡饱和溶液中C（Ba2+）= C（SO42-）=1.039×10-5mol/LKsp （BaSO4）=1.039×10-5×1.039×10-5=1.08×10-10【对于不同类型的难溶电解质，不能直接根据Ksp 的大小，来推断溶解度的大小。

三大平衡与三大常数电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡是溶液中的三大平衡。

这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。

知识精讲1．抓住“四因素”突破弱电解质的电离平衡弱电解质的电离是可逆过程，在分析外界条件对电离平衡的影响时，要灵活运用勒夏特列原理，结合实例进行具体分析。

一般考虑以下几个方面的影响：(1)溶液加水稀释：弱电解质溶液的浓度越小，电离程度越大；但在弱酸溶液中c(H＋)减小，弱碱溶液中c(OH－)减小。

(2)加热：电离是吸热的，加热使电离平衡向右移动，溶液中弱电解质分子数减小，溶液中离子浓度增大。

(3)同离子效应：当向弱电解质溶液中加入的物质含有与弱电解质相同的离子时，由于同种离子的相互影响，使电离平衡向左移动，弱电解质的电离程度减小。

(4)加入能反应的物质：当向弱电解质溶液中加入的物质能和弱电解质电离出的离子反应时，电离平衡向右移动，参加反应的离子浓度减小，其他的离子浓度增大。

2．“用规律”、“抓类型”突破盐类水解问题(1)规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。

(2)类型：①强碱弱酸盐，阴离子水解，其水溶液呈碱性，如醋酸钠水解的离子方程式为CH3COO－＋H2O==CH3COOH＋OH－；多元弱酸酸根分步水解，如碳酸钠水解的离子方程式为CO2－3＋H2O==HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O==H2CO3＋OH－。

②强酸弱碱盐，阳离子水解，其水溶液呈酸性，如氯化铵、氯化铝水解的离子方程式分别为NH＋4＋H2O ==H＋＋NH3·H2O、Al3＋＋3H2O==Al(OH)3＋3H＋。

③NaCl等强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。

④弱酸弱碱盐双水解，其溶液的酸碱性取决于弱酸和弱碱的相对强弱。

当K a＝K b时，溶液显中性，如CH3COONH4；当K a>K b时，溶液显酸性，如HCOONH4；当K a<K b时，溶液显碱性，如NH4HCO3。