❶ 为什么水的离子积也适用稀的电解质
根本问题在于稀溶液中水的浓度和纯水中很相近，因此离子积可近似看做相等的。
由水的电离平衡常数求算公式就可以看出来：K=[H+][OH-]/[H2O],在稀水溶液中水仍然是主体，因此浓度和纯水中很接近，而离子积之所以可以看做是常数，前提之一也是在水浓度基本不变的情况下。
❷ 水的离子积是水电离平衡时具有的性质，为什么这个性质不仅适用于纯水，也适用于其他稀的水溶液。
水的离子积是水电离平衡时具有的性质，为什么这个性质不仅适用于纯水，也适用于回其他稀的水溶液。
们说答 水的离子积是纯水中水分子电离得到的H+与OH- 二者的浓度的乘积
这一浓度 我们称之为 分析浓度
而在溶液中 水分子是弱电解质 存在电离平衡 虽然水的离子积是温度的函数 但溶液中的其余离子 或多或少会对这一平衡产生影响
稀溶液中 其余离子浓度很低 可认为水的电离平衡与纯水中无太大差别 故离子积常数近似不变
但浓溶液中 存在平衡的移动 又有电解质离子间的静电作用 离子积常数偏差很大 故认为其变化了 即不再适用
参考资料：
希望您发财喽~！
❸ 为什么水的离子积也适用于其他电解质的稀溶液
水或水溶液中，h+浓度跟oh-浓度的乘积是一个常数，叫水的离子积，用符号kw表示。
水的离子积受温度影响，温度升高kw增大，常温时水的离子积为1×10-14
稀的电解质溶液也是水溶液，所以适用呀。
❹ 常温下，水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀溶液。请问：常温下（25度），呈中性的浓溶液，其PH是否
呈中性，意味着[H+] = [OH-]，尽管其浓度不是10^(-7)mol/L，但其活度却是10^(-7)mol/L。
❺ 为什么水的离子积同样适用其它
水的离子积是水电离平衡时具有的性质，为什么这个性质不仅适用于纯水，也适用于其他稀的水溶液。们说 水的离子积是纯水中水分子电离得到的H+与OH- 二者的浓度的乘积这一浓度 我们称之为 分析浓度 而在溶液中 水分子是弱电解质 存在电离平衡 虽然水的离子积是温度的函数 但溶液中的其余离子 或多或少会对这一平衡产生影响稀溶液中 其余离子浓度很低 可认为水的电离平衡与纯水中无太大差别 故离子积常数近似不变但浓溶液中 存在平衡的移动 又有电解质离子间的静电作用 离子积常数偏差很大 故认为其变化了 即不再适用。诚心为你解答，给个好评吧亲，谢谢啦
❻ 水溶液中的离子平衡
首先声明,我是一位高三学生.
也许我不能有老师讲的那么好,但我还是愿意与你分享学习经验!
水溶液中的离子平衡应该是选修4的内容吧!Let me see...第三章!
这一章有四节,我现在从头说起:
一\弱电解质的电离:
电解质是什么?电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电(解离成阳离子与阴离子)并产生化学变化的化合物.注意,是化合物!
这是我的笔记:
电解质:酸,碱,盐,H2O,熔融下的金属氧化物(强)
非电解质:大多有机物,SO3，CO2，NH3，SO2等
纯液态Hcl,浓H2SO4,不导电,为共价键,受范得华力.
CO2为什么不是电解质呢?原因是它通入水后,导电的不是它本身,而是它与水生成的碳酸导电.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亚硫酸的酸酐)等不是电解质也是这个道理.
首先强调水解和第二、三步电离是极微弱的过程，后面详谈。
这节内容应该是不难的,该注意的还有强电解质的电离不用可逆符号,弱电解质则要;电离平衡是化学平衡的一种,要知道多元弱酸的电离是分步的,切忌一次就到最后一步!如H3PO4的电离:
第一步电离K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+
第二步电离K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+
第三步电离K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+
还有要注意的是K1>>K2>>K3,是远大于.
因此计算多元弱酸溶液的C(H+)及比较弱酸酸性相对强弱时,通常只考虑第一步电离(书本原话).
补充一点,电离平衡常数如何写?
其实,对于任何的化学反应平衡常数都是把反应物浓度的幂之积作分母,生成物浓度的幂之积则作分子(蜜汁鸡).切记!浓度这个概念是指溶液与气体的!纯净的液体与固体是无浓度可言的!当它们用于计算时,当1来使用(不写也可以).
K越大,电离程度越大,K只与温度度有关,只与温度度有关!!!
规律:1\越热越电离(因电离的正方向是吸热反应)
2\越稀越电离
二\水的电离和溶液的酸碱性
书上讲得还是挺清楚的,我就把一些需要注意的说出来吧.
水是一种极弱的电解质,Kw=K电离 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的离子积常数,简称为水的离子积.要求记住室温下Kw=1.0*10^-14,
其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100摄式度时 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6
关于PH值,课本有句话:水的离子积不仅适用于纯水,也适用于电解质的水溶液.这句话可用两个式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)
2、碱 溶液 Kw=C碱(OH-) . C水(H+)
常温下，PH>7 的溶液显碱性
PH=7 中
PH<7 酸
有关PH值的计算，是围绕着PH=-lgC（H+）来进行的。
1酸与酸混合的PH计算方法（已知两酸的浓度与体积）：
为了方便,与酸1和酸2有关的数据简化为C1,V1,C2,V2
C混(H+)= C1*V1 + C2*V2
---------------
V1 + V2
后再根据PH的定义式计算.
2同理,碱相混和
C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2
----------------------
V1+V2
有个公式,你老师应该讲了吧? POH=-lgC(OH-)
常温下 PH= 14-POH 3酸与碱混合: 首先,看哪个过量. (1)酸过量:
C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2
(2)碱过量:
C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1
-------------------------
V1+V2
然后转化为C(H+)再算即可.
还有一个实验很重要,就是酸碱的中和滴定实验(常考)
要知道酸式滴定管不可装碱性溶液,但可装酸性或强氧化性的溶液
碱式滴定管则只可装碱性溶液.(看是否会发生反应来判断)
还有,要记住仪器与操作过程(仔细看书),以及酸碱指示剂的变色范围,颜色变化
有关计算是围绕着溶液的稀释规律来进行的.
根据C浓*V浓=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C标*V标*N2
(待侧液与标准液,N指酸或碱的元数)
故 C待= C标*C标*N1
------------
V待*N2
题目一般会让你做一元酸与一元碱的滴定,所以N就约去了.
有 C待= C标*C标
------------ V标=V末-V始(注意滴定管0刻度上)
V待
误差分析就是用这个式子来判断的!!!!!!
PH试纸的运用:操作,在测溶液PH值时不可用水将其润湿(相当于稀释)!
好好回想你在做实验时的情景,其实无论是那一个实验(物、化、生),你都应该好好体会,反想.
三、盐类的水解
记住,是盐类的水解!盐类!!!!!!(易与电离混淆)
盐的酸碱性是看阴阳离子来判断的.
口诀:谁强显谁性,两强显中性（用于正盐）
课本两句重要的话:1\盐溶液的酸碱性与盐所含离子在水中与水电离出的H+或OH-能否生成弱电解质有关.
2\强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶与水时,电离产生的阳离子,阴离子可分别与水电离产生的OH-或H+生成的弱电解质--弱酸或弱减,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性.
强酸强碱盐溶液则无此作用,故显中性.
记住,所有的溶液都显电中性,酸碱性另谈!电性与酸碱性是不同的!
盐类的水解式如何写?
首先,盐是强电解质,一步电离.
其次,写水解式.
如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-
CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-
HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-
同样,水解第一步远大于第二步.
越弱越水解 ,越热越水解
针对越弱越水解,我们来说一下:
越弱越水解不是看弱碱阳离子或弱酸阴离子所对应的酸、碱性强弱(如 CO3^2-对应H2CO3),而是......不好描述,举例吧.
比较Na2CO3(苏打)与NaHCO3(小苏打)的酸碱性
实验表明,苏打的碱性强于小苏打.
为什么?
根据越弱越水解,CO3^2-对应HCO3-,HCO3-对应H2CO3
其中,HCO3-的酸性弱于H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,碱性越强.所以苏打的碱性强于小苏打.
当你学到选修5有机化学基础时,会遇到苯酚钠,醋酸钠,等你学了先吧.
下面是关于守恒式(常考):
1 电荷守恒
原理:所有的溶液都显电中性,阳离子电荷数=阴离子电荷数
方法:把电离与水解的方程式一一写出,然后根据第一步电离远大于第二步
举例:Na2CO3的电荷守恒
C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)
C(CO3^2-)前的系数为2,自己好好体会.
2 物料守恒
方法:抓住元素（如S元素）
举例:Na2SO3的物料守恒
C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))
右边系数为2的原因是Na2 SO3,两倍。
3 质子守恒
原理：C水（H+）= C水（OH-）
举例：Na2CO3的质子守恒
C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)
H2CO3前的系数为2，因为一个H2CO3有两个H
4 由以上3种守恒式通过代数运算得到的新等式
这种一般出现在双选题中，不要轻易排除！
另外，酸式盐的水解是一个难点。我们举例说明。
酸式盐要考虑其电离和水解，很多人在这里晕了。
（1）大多酸式盐水解大于电离。以NaHCO3为例
电离：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-
2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-
水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-
因水解大于电离，所以过程3 > 过程2，该溶液显碱性。
各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)
（2）一些酸式盐水解小于电离。以NaHSO3为例
电离：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-
2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-
水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-
因水解小于电离，所以过程3 < 过程2，该溶液显酸性。
各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)
因为还有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)
弱减阳离子的水解，因太复杂，高中阶段只考虑一步完成。
Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+
因为有了水解，所以一些盐的保存要加相应的强酸或强碱，加热后根据高沸点酸或低沸点酸来判断生成物也是常考的内容，这不难，你懂了吧？
四、难溶电解质的溶解平衡
终于到最后一节了......
我们知道，绝对不溶于水的物质是不存在的，我们常说的不溶是指难溶。
这节内容要求不高，只要知道沉淀的转化规律（难溶的向更难溶的方向转化）以及 Ksp 的比较。
Ksp 也是平衡常数的一种，它是指一定温度下，沉淀溶解平衡时有关离子浓度幂的乘积
Qc 是离子积常数，它的算法和 Ksp 一样，只不过是 Qc 表示的为一定温度下任意时刻离子......
它们之间的大小关系可以......我不多说了。
值得注意的是， Ksp 的大小可判断同类物质的溶解度，但非同类物质则不可。如Mg(OH)2 可与 Cu(OH)2 比较，但不可与AgCl比。
要比的话就必须通过计算两种物质的溶解度来比较了。
还有，沉淀的颜色要记准，尤其是可转化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S
我不敢说全部知识点都说到了，但我可以说这是这一章内容的精髓了！
后面的电化学基础也不是很好学，愿你能多问老师或同学，争取把这本高中阶段最难的一个摸板搞懂！好好体会书上，练习册上的内容和笔记（听课时和做题后）
最后，我希望你能将我所说的保留。慢慢体会，这对你高三复习还是有很好的借鉴作用.
累了，再见。
这样可以么？
❼ 离子积的定义是什么啊
水的离子积在一定温度下，水中[H ]和[OH-]的乘积（Kw）是一个常数，这个常数叫做水的离子积（曾用名：离子积常数）。水的离子积又叫水的自电离常数。水的电离[H2O（l） H （aq） OH-（aq）]达到平衡后，平衡常数是
水是纯液体，[H2O]可看作是一个常数，所以Kw=[H ][OH-]。Kw值跟温度有关，在25℃，Kw=[H ][OH-]=1×10-7=×1×10－7=1×10-14。为了计算简化，常常把这个值作为室温下水的离子积。在物质的稀水溶液中，[H2O]和纯水的[H2O]几乎相同，因此Kw也几乎相等。这就是说，在任何酸性（或碱性）溶液中，同时存在H 和OH-，只不过[H ]和[OH-]的相对大小不同而已。在常温下，[H ]和[OH-]的乘积等于1×10-14。因此，水溶液的酸碱性只要用一种离子（H 或OH-）的浓度表示。
水是一种既能释放质子也能接受质子的两性物质。水在一定程度上也微弱地离解，质子从一个水分子转移给另一个水分子，形成H3O+和OH-。
达到平衡时，可得水的离解常数Ki
或[H2O+][OH-]=K1[H2O]2
由于水的离解度极小，[HO]数值可以看作是一个常数，令K1[H2O]2等于另一新常数Kw，则
[H3O+][OH-]=Kw
Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。上式表示在一定温度时，水中氢离子浓度与氢氧离子浓度的乘积为一常数（表3-1）。25℃时，由实验测出在纯水中[H3O+]和[OH-]各为1.0×10-�6�27mol·L-1。通常将水合离子H3O+简写为H+，这样，在常温时：
表3-1不同湿度时水的离子积
温度/℃
KW
I温度/℃
KW
0
1.2×10-15
50
5.5×10-14
10
3.0×10-15
60
9.6×10-14
20
6.8×10-15
70
1.6×10-18
25
1.0×10-14
80
2.5×10-13
30
1.5×10-14
90
3.8×10-13
40
2.9×10-14
100
5.5×10-13
K=1.0*10-7*1.0*10-7=1.0*1014
[H+][OH-]=1.0*10-14(3-2)
由于水离解时要吸收大量的热，所以温度升高，水的离解度和KW也相应地增大。
水的离子积原理不仅适用于纯水，也适用于一切稀的水溶液。在任何稀的水溶液中，不论[H+]和[OH-]怎样改变，它们的乘积总是小于等于KW。
❽ 水的离子积为什么在稀的电解质水溶液中也适用
这个可用离子活度来解释，在稀溶液中，离子之间相互束缚较小，离子活度较高，接近于1，所以也适用。
随着电解质浓度增大，离子间相互作用力增强，离子自由活动的范围减小，即活度降低，表现为表观浓度小于实际浓度
❾ 水的电离和溶液的酸碱性状态分析
1、水的电离
1）、水是极弱的电解质，也存在着电离平衡：H2O⇌H++OH-。在一定温度下，水电离出来的H+和OH-浓度的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，用符号KW表示。
2）、有关KW的两点说明
a、水的离子积(KW)也适用于稀的电解质水溶液，c(H+)和c(OH-)分别代表电解质溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。KW与电解质溶液的酸碱性无关。一般情况下在25 ℃或室温下，KW约为1.0×10-14；而100 ℃时，KW约为5.5×10-13。
b、在研究水溶液体系中离子的种类时，不要忽略H+、OH-的存在。
2、影响水的电离平衡的因素（水的电离平衡：H2O⇌H++OH- ）
二、溶液的酸碱性与pH
1、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。
1）、c(H+)>c(OH-)，溶液呈酸性；
2）、c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性；
3）、c(H+)<c(OH-)，溶液呈碱性。
高三化学总复习之水的电离和溶液的酸碱性
三、酸碱中和滴定
1、酸碱中和滴定目的：是利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知碱(或酸)的浓度。
2、实验用品
1）、试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
2）、主要仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
3）、滴定管使用注意事项
a、“0”刻度在上，精确度为0.01 mL。
b、盛装酸性、氧化性试剂一般用酸式滴定管，因为酸性、氧化性物质易腐蚀或氧化橡胶；盛装碱性试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
❿ 高二化学水溶液中的离子平衡搞不懂怎么办
首先声明,我是一位高三学生.
也许我不能有老师讲的那么好,但我还是愿意与你分享学习经验!
水溶液中的离子平衡应该是选修4的内容吧!Let me see...第三章!
这一章有四节,我现在从头说起:
一\弱电解质的电离:
电解质是什么?电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电(解离成阳离子与阴离子)并产生化学变化的化合物.注意,是化合物!
这是我的笔记:
电解质:酸,碱,盐,H2O,熔融下的金属氧化物(强)
非电解质:大多有机物,SO3，CO2，NH3，SO2等
纯液态Hcl,浓H2SO4,不导电,为共价键,受范得华力.
CO2为什么不是电解质呢?原因是它通入水后,导电的不是它本身,而是它与水生成的碳酸导电.同理,SO3(硫酸的酸酐),SO2(亚硫酸的酸酐)等不是电解质也是这个道理.
首先强调水解和第二、三步电离是极微弱的过程，后面详谈。
这节内容应该是不难的,该注意的还有强电解质的电离不用可逆符号,弱电解质则要;电离平衡是化学平衡的一种,要知道多元弱酸的电离是分步的,切忌一次就到最后一步!如H3PO4的电离:
第一步电离K1:H3PO4<==>H2PO4^- + H+
第二步电离K2:H2PO4^-<==>HPO4^2- + H+
第三步电离K3:HPO4^2-<==>PO4^3- + H+
还有要注意的是K1>>K2>>K3,是远大于.
因此计算多元弱酸溶液的C(H+)及比较弱酸酸性相对强弱时,通常只考虑第一步电离(书本原话).
补充一点,电离平衡常数如何写?
其实,对于任何的化学反应平衡常数都是把反应物浓度的幂之积作分母,生成物浓度的幂之积则作分子(蜜汁鸡).切记!浓度这个概念是指溶液与气体的!纯净的液体与固体是无浓度可言的!当它们用于计算时,当1来使用(不写也可以).
K越大,电离程度越大,K只与温度度有关,只与温度度有关!!!
规律:1\越热越电离(因电离的正方向是吸热反应)
2\越稀越电离
二\水的电离和溶液的酸碱性
书上讲得还是挺清楚的,我就把一些需要注意的说出来吧.
水是一种极弱的电解质,Kw=K电离 . C(H2O)=C(H+) . C(OH-),叫水的离子积常数,简称为水的离子积.要求记住室温下Kw=1.0*10^-14,
其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-7,100摄式度时 Kw=1.0*10^-12,其中C(H+)=C(OH-)=1.0*10^-6
关于PH值,课本有句话:水的离子积不仅适用于纯水,也适用于电解质的水溶液.这句话可用两个式子表示:1、酸溶液 Kw=C酸(H+) . C水(OH-)
2、碱 溶液 Kw=C碱(OH-) . C水(H+)
常温下，PH>7 的溶液显碱性
PH=7 中
PH<7 酸
有关PH值的计算，是围绕着PH=-lgC（H+）来进行的。
1酸与酸混合的PH计算方法（已知两酸的浓度与体积）：
为了方便,与酸1和酸2有关的数据简化为C1,V1,C2,V2
C混(H+)= C1*V1 + C2*V2
---------------
V1 + V2
后再根据PH的定义式计算.
2同理,碱相混和
C混(OH-)= C1(OH-)*V1+C2(OH-)*V2
----------------------
V1+V2
有个公式,你老师应该讲了吧? POH=-lgC(OH-)
常温下 PH= 14-POH 3酸与碱混合: 首先,看哪个过量. (1)酸过量:
C混(H+)= C1(H+)*V1-C2(OH-)*V2 ---------------------------------------------------------- V1+V2
(2)碱过量:
C混(OH-)= C2(OH-)*V2-C1(H+)*V1
-------------------------
V1+V2
然后转化为C(H+)再算即可.
还有一个实验很重要,就是酸碱的中和滴定实验(常考)
要知道酸式滴定管不可装碱性溶液,但可装酸性或强氧化性的溶液
碱式滴定管则只可装碱性溶液.(看是否会发生反应来判断)
还有,要记住仪器与操作过程(仔细看书),以及酸碱指示剂的变色范围,颜色变化
有关计算是围绕着溶液的稀释规律来进行的.
根据C浓*V浓=C稀*V稀可知: C待*V待*N1=C标*V标*N2
(待侧液与标准液,N指酸或碱的元数)
故 C待= C标*C标*N1
------------
V待*N2
题目一般会让你做一元酸与一元碱的滴定,所以N就约去了.
有 C待= C标*C标
------------ V标=V末-V始(注意滴定管0刻度上)
V待
误差分析就是用这个式子来判断的!!!!!!
PH试纸的运用:操作,在测溶液PH值时不可用水将其润湿(相当于稀释)!
好好回想你在做实验时的情景,其实无论是那一个实验(物、化、生),你都应该好好体会,反想.
三、盐类的水解
记住,是盐类的水解!盐类!!!!!!(易与电离混淆)
盐的酸碱性是看阴阳离子来判断的.
口诀:谁强显谁性,两强显中性（用于正盐）
课本两句重要的话:1\盐溶液的酸碱性与盐所含离子在水中与水电离出的H+或OH-能否生成弱电解质有关.
2\强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶与水时,电离产生的阳离子,阴离子可分别与水电离产生的OH-或H+生成的弱电解质--弱酸或弱减,使得溶液中的C(H+)=/=C(OH-),因而这两类盐溶液呈现酸性或碱性.
强酸强碱盐溶液则无此作用,故显中性.
记住,所有的溶液都显电中性,酸碱性另谈!电性与酸碱性是不同的!
盐类的水解式如何写?
首先,盐是强电解质,一步电离.
其次,写水解式.
如Na2CO3: Na2CO3==2Na+ + CO3^2-
CO3^2- + H2O<==>HCO3^- + OH-
HCO3^- + H2O<==>H2CO3 + OH-
同样,水解第一步远大于第二步.
越弱越水解 ,越热越水解
针对越弱越水解,我们来说一下:
越弱越水解不是看弱碱阳离子或弱酸阴离子所对应的酸、碱性强弱(如 CO3^2-对应H2CO3),而是......不好描述,举例吧.
比较Na2CO3(苏打)与NaHCO3(小苏打)的酸碱性
实验表明,苏打的碱性强于小苏打.
为什么?
根据越弱越水解,CO3^2-对应HCO3-,HCO3-对应H2CO3
其中,HCO3-的酸性弱于H2CO3,越弱越水解,酸性越弱,水解程度越大,碱性越强.所以苏打的碱性强于小苏打.
当你学到选修5有机化学基础时,会遇到苯酚钠,醋酸钠,等你学了先吧.
下面是关于守恒式(常考):
1 电荷守恒
原理:所有的溶液都显电中性,阳离子电荷数=阴离子电荷数
方法:把电离与水解的方程式一一写出,然后根据第一步电离远大于第二步
举例:Na2CO3的电荷守恒
C(Na+) + C(H+)=C(OH-) + 2 C(CO3^2-) + C(HCO3-)
C(CO3^2-)前的系数为2,自己好好体会.
2 物料守恒
方法:抓住元素（如S元素）
举例:Na2SO3的物料守恒
C(Na+) = 2(C(SO3^2-) + C(HSO3^-) + C(H2SO3))
右边系数为2的原因是Na2 SO3,两倍。
3 质子守恒
原理：C水（H+）= C水（OH-）
举例：Na2CO3的质子守恒
C(OH-) = C(HCO3-) + 2 C(H2CO3) + C(H+)
H2CO3前的系数为2，因为一个H2CO3有两个H
4 由以上3种守恒式通过代数运算得到的新等式
这种一般出现在双选题中，不要轻易排除！
另外，酸式盐的水解是一个难点。我们举例说明。
酸式盐要考虑其电离和水解，很多人在这里晕了。
（1）大多酸式盐水解大于电离。以NaHCO3为例
电离：1 NaHCO3 == Na+ + HCO3-
2 HCO3- <==> H+ + CO3^2-
水解：3 HCO3- + H2O <==> H2CO3 + OH-
因水解大于电离，所以过程3 > 过程2，该溶液显碱性。
各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HCO3-) > C(OH-) > C(H2CO3)> C(H+) > C(CO3^2-)
（2）一些酸式盐水解小于电离。以NaHSO3为例
电离：1 NaHSO3 == Na+ + HSO3-
2 HSO3- <==> H+ + SO3^2-
水解：3 HSO3- + H2O <==> H2SO3 + OH-
因水解小于电离，所以过程3 < 过程2，该溶液显酸性。
各粒子浓度大小：C(Na+) > C(HSO3-) > C（H+）> C(SO3^2-) > C(OH-) > C(H2SO3)
因为还有H20 <==> H+ + OH-,所以C（H+）> C(SO3^2-) ，C(OH-) > C(H2SO3)
弱减阳离子的水解，因太复杂，高中阶段只考虑一步完成。
Al^3+ + 3 H2O <==> Al(OH)3 + 3 H+
因为有了水解，所以一些盐的保存要加相应的强酸或强碱，加热后根据高沸点酸或低沸点酸来判断生成物也是常考的内容，这不难，你懂了吧？
四、难溶电解质的溶解平衡
终于到最后一节了......
我们知道，绝对不溶于水的物质是不存在的，我们常说的不溶是指难溶。
这节内容要求不高，只要知道沉淀的转化规律（难溶的向更难溶的方向转化）以及 Ksp 的比较。
Ksp 也是平衡常数的一种，它是指一定温度下，沉淀溶解平衡时有关离子浓度幂的乘积
Qc 是离子积常数，它的算法和 Ksp 一样，只不过是 Qc 表示的为一定温度下任意时刻离子......
它们之间的大小关系可以......我不多说了。
值得注意的是， Ksp 的大小可判断同类物质的溶解度，但非同类物质则不可。如Mg(OH)2 可与 Cu(OH)2 比较，但不可与AgCl比。
要比的话就必须通过计算两种物质的溶解度来比较了。
还有，沉淀的颜色要记准，尤其是可转化的，如Fe(OH)2和Fe(OH)3；AgCl,AgBr,AgI和Ag2S
我不敢说全部知识点都说到了，但我可以说这是这一章内容的精髓了！
后面的电化学基础也不是很好学，愿你能多问老师或同学，争取把这本高中阶段最难的一个摸板搞懂！好好体会书上，练习册上的内容和笔记（听课时和做题后）
最后，我希望你能将我所说的保留。慢慢体会，这对你高三复习还是有很好的借鉴作用.
累了，再见。