第三章水溶液中的離子平衡知識點歸納
（2）鹽類水解反應的應用
①判斷鹽溶液的酸堿性
一般情況下，按鹽水解的規律判斷鹽溶液的酸堿性情況。
不同弱酸的鹽，酸根對應的酸越弱，其水解程度越大，溶液的堿性越強。
②配制溶液
③保存溶液
④除去溶液中的雜質
⑤明礬凈水原理：明礬中的al3+水解產生的膠體具有吸附作用，能吸附水中懸浮的雜質離子形成沉淀。
⑥化肥的施用
小貼士：鹽的水解規律可概括為“有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解；都弱都水解；誰強顯誰性”。具體理解如下：
（1）“有弱才水解，無弱不水解”是指鹽中有弱酸的陰離子或者有弱堿的陽離子才能水解；若沒有，則是強酸強堿鹽，不發生水解反應。
（2）“越弱越水解”指的是弱酸陰離子對應的酸越弱，就越容易水解；弱堿陽離子對應的堿越弱，就越容易水解。
（3）“都弱都水解”是指弱酸弱堿鹽電離出的弱酸陰離子和弱堿陽離子都發生水解，且水解相互促進。
（4）“誰強顯誰性”是指若鹽中的弱酸陰離子對應的酸比弱堿陽離子對應的堿更容易電離，則水解后鹽溶液顯酸性；反之，就顯堿性。
本節知識樹
鹽類水解的實質是鹽電離生成的離子能消耗掉水電離生成的h+或oh-，從而引起水的電離平衡發生移動，致使溶液中自由移動的h+和oh-的濃度不等，使鹽溶液顯示不同的酸堿性。
四、難溶電解質的溶解平衡
課標要求
1、了解沉淀溶解平衡的定義和影響因素
2、理解沉淀轉化的條件及其應用
3、了解溶度積的概念及應用
要點精講
1、難溶電解質的溶解平衡
（1）ag+和cl-的反應真能進行到底嗎？
①難溶物質的溶解度根據溶解度大小，我們把物質分為難溶、易溶、微溶和不溶等。
溶解度與溶解性的關系
任何化學反應都具有可逆性，可逆反應達到平衡狀態時，反應物和生成物的濃度不再變化，從這種意義上說，生成沉淀的離子反應是不能進行到底的。
（2）ag+和cl-的反應
agcl是難溶的強電解質，在一定溫度下，當把agcl固體放入水中時，agcl表面上的ag+和cl-在h2o分子作用下，會脫離晶體表面進入水中。反過來水中的水合ag+與水合cl-不斷地做無規則運動，其中一些ag+和cl-在運動中相互碰撞，又可能沉積在固體表面。當溶解速率與沉淀速率相等時，在體系中便存在固體與溶液中離子之間的動態平衡。
這種溶液是飽和溶液。上述平衡稱為沉淀溶解平衡。這種沉淀溶解平衡的存在，決定了ag+和cl-的反應不能進行到底。
（3）沉淀溶解平衡
①沉淀溶解平衡的定義
在一定條件下，難溶電解質溶于水形成飽和溶液時，溶解速度與沉淀速度相等，溶質的離子與該固態物質之間建立了動態平衡，叫做沉淀溶解平衡。
②溶解平衡的特征
“動”――動態平衡，溶解的速率和沉淀的速率并不為0。
“等”――。
“定”――達到平衡時，溶液中離子的濃度保持不變。
“變”――當改變外界條件時，溶解平衡將發生移動，達到新的平衡。
2、沉淀反應的應用
由于難溶電解質的溶解平衡也是動態平衡，因此可以通過改變條件使平衡移動――溶液中的離子轉化為沉淀，或沉淀轉化為溶液中的離子。
（1）不同沉淀方法的應用
①直接沉淀法：除去指定溶液中某種離子或獲取該難溶電解質。
②分步沉淀法：鑒別溶液中離子或分別獲得不同難溶電解質。
③共沉淀法：加入合適的沉淀劑，除去一組中某種性質相似的離子。