化学弱电解质的电离平衡归纳总结
弱电解质的电离平衡
考查方式：
本章为历年高考考试中考点分布的重点区之一，主要的题型为选择题，偶有简答题，尚未出现过综合性的大题，涉及此内容的考点将基本不变，热点将常考常新，跨学科的综合性大题将有可能出现。从近几年高考命题规律来看，今后的高考试题中这部分内容出来的概率仍然很高，这是这部分内容在教材中的地位决定的，有关PH值的计算、离子共存、离子浓度大小的比较将仍是必考点。
命题规律：
1．弱电解质的电离平衡
电离平衡是化学平衡理论应用的范例，在化学中占有重要的地位在历年高考均受到重视，近五年的高考题也承继了这个传统。
考查的主要内容集中点
比较某些物质导电性强弱；
}
外界条件对弱电解质电离平衡的影响；
依据电离平衡移动理论，解释某些问题。
同浓度（或PH）强弱电解质的比较，如氢离子浓度大小，起始反应速率，中和碱的能力、稀释后的PH的变化等。
2．水的电离与溶液的PH
以水的电离和溶液 pH 计算为考查内容的试题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力，仍将是将来考试的热点。
考试内容包括：
(1)．已知 pH 的强酸、强碱混合，或已知浓度的强酸、强碱混合，计算溶液的 pH
(2)．已知pH或c的强弱酸碱混合，分析溶液的酸碱性。
|
(3)．已知混合溶液的pH，推断混合前的酸碱的各种可能，或已知溶液的pH及强酸、强碱的pH，求混合比例。
(4)．中和滴定接近终点时，溶液pH计算。
(5)．在新情景下，考查水电离平衡及K w。
3. 盐类水解
考查的内容有：
1．盐对水的电离程度的影响做定性判断或定量计算
2．盐溶液蒸干灼烧后产物的判断；
3．pH大小的比较；
~
4．离子浓度大小的比较等。
另外，判断离子共存、配制溶液、试剂贮存、化肥的混用、物质鉴别推断、某些盐的分离除杂等内容在高考中也涉及到盐的水解。其中命题的热点是离子浓度大小的比较。在高考试题中，特别是选择题，常常将盐类水解与弱电解质的电离、酸碱中和滴定、pH等知识融合在一起，具有一定的综合性。
1．电解质与非电解质
⑴定义：溶于水或熔融状态下能导电的化合物叫电解质；溶于水和熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。
⑵注意：
①要注意“或”字、“和”字。电解质是二者有一，非电解质是二者都不。
^
②要注意“化合物”三个字。其意义有两点：Ⅰ必须是纯净物，混合物不能叫电解质。例如，盐酸能导电，但因其为混合物，故盐酸不能称为电解质。Ⅱ必须是纯净物中的化合物。单质既不是电解质，也不是非电解质。例如,Al能导电，但不能称电解质；同理，金刚石不导电也不能称非电解质。
③电解质必须是自身电离去导电。例如，NH3、酸性氧化物（CO2、SO2等）虽然溶于水后都能导电且又是化合物，但在水溶液中不是它们本身发生电离，故它们不是电解质应为非电解质。
2．强电解质与弱电解质比
3．弱电解质的电离平衡
%
⑴定义：弱电解质在水溶液中部分电离是因为分子在溶剂的作用下断键离解成离子，另一方面阴、阳离子也相应结合形成分子。在一定温度下，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时所达到的平衡状态称之为电离平衡。
⑵电离平衡的特征：
“等”分子电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等；
“定”末电离的分子的浓度与己电离的离子的浓度，保持一定；
“动”分子不断电离，离子不断结合成分子成为动态平衡；
“变”当外界条件改变，电离平衡就可能遭到破坏。
⑶影响电离平衡的因素：
温度：因电离平衡过程是吸热的，温度升高，电离平衡向电离方向移动。
；
浓度：增大分子的浓度，电离平衡向电离方向移动；增大离子浓度，电离平衡向结合成分子的方向移动。
二、水的电离和水的离子积
1．水的电离
水是一种极弱的电解质，存在有以下电离平衡：
H2O H++OH—
25℃时，c(H+)=c(OH—)=10—7mol·L—1
2．水的离子积：
K W= c(H+)·c(OH—)=10—14 (25℃)
、
理解K W时要注意:
(1) K W与温度有关，因为水的电离过程是吸热过程，所以温度升高，有利于水的电离，K W 增大。如100℃时，K W=10—12。
(2) K W不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。不管哪种溶液有 c(H+)H2O=c(OH—)H2O；
如酸性溶液中：
|C(H+)酸+c(H+)H2O|·c(OH—)H2O=K W
碱性溶液中：
|C(H+)碱+c(H+)H2O|·c(OH—)H2O=K W
3．影响水电离平衡的因素
…
⑴酸、碱：在纯水中加人酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，K W不变，c(H+)发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则。(H+)增大，c(OH—)变小，pH变小。
⑵温度:若升温，由于水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移，c(H+)、c(OH—)同时增大，pH变小，但由于c(H+)与。c(OH—)始终保持相等，故纯水在温度高于25℃，pH<7，但仍显中性。
⑶易水解的盐：在纯水中加人能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，K W不变。
⑷其它因素：如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动
三、溶液的酸碱性和pH
１．PH：水溶液里H+浓度的负对数叫做pH，即pH=-lgc(H+)。
表示方法：pH=-lgc(H+)
溶换算：c(H+)=10—pH适用范围：pH为0~14的稀溶液。
·
液酸碱指示剂：粗略测定溶液pH范围
的测定方法 pH试纸：粗略测定溶液pH(整数)
pH pH计：精确测定溶液pH(有效数字)
有关简一元弱酸、一元弱碱的pH计算
单计算强酸、强碱的单一、混合溶液的pH计算
２．溶液的酸碱性取决于溶液中的c(H+)与c(OH—)的相对大小
c(H+)>c(OH—)酸性
c(OH—)>c(H+)碱性
%
c(H+)=c(OH—)中性
在25℃时
中性溶液：c(H+)=c(OH—)=10—7mol/L，pH=7。
酸性溶液：c(H+)>c(OH—)，c(H+)>10—7mol/L，pH<7。
碱性溶液：c(H+)
四、中和滴定的原理，仪器及操作步骤。
1．中和滴定的概念
(1)定义：用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
(2)原理：在中和反应中使用一种已知浓度的酸(或碱)溶液与未知浓度的碱(或酸)溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量的比求出未知溶液的浓度。—
(3)关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全反应。
(4)中和滴定的仪器及试剂酸式滴定管(不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸) 2．酸碱中和滴定实验
(1)仪器
】
a．检验酸式滴定管是否漏水；
b．洗涤滴定管后要用标准溶液洗涤2~3次，并排除管尖嘴处的气泡；
c．用漏斗注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处；
d．将液面调节到“0”刻度(或“0”刻度以下某一刻度)记下刻度。
②锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗。
③移液管：转移少量溶液用，其洗涤方法与滴定管相同。
(2)滴定：
①用移液管(或碱式滴定管)取一定体积待测液于锥形瓶中，滴人2~3滴指示剂。
.
②用左手握活塞旋转开关，右手不断旋转振荡锥形瓶，眼晴注视锥形瓶中溶液的颜色变化至橙色或粉红色出现，记下刻度。
(3)计算：
每个样品作2~3次，取平均值求出结果。
五、盐类的水解
１．实质：盐中弱(弱酸根或弱碱根)离子与水电离出的H+或OH—结合生成难电离的分子或离子，破坏水的电离平衡
２．条件：盐中必须有弱根
盐必须溶于水
３．特征：属可逆反应，其逆反应为酸碱中和(符合化学平衡规律)、
水解程度一般微弱
【重点内容突破】
重点一、电解质导电的条件
强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定，（如极值法）。所以，强弱电解质的这一考点也会成为“3+X”综合测试命题素材。
可见，
产生自由移动的离子是电解质导电的前提。还必须具备一定的外因条件，这就是强极性分子水或受热使电解质呈熔化状态。离子浓度大，导电能力强。
】
电解质的导电性:根据导电机理不同，可将导体分为：a．金属导体：其导电过程属物理现象，温度升高时电阻加大；b．电解质溶液(或熔化状态)导体：在导电的同时要发生化学变化，温度升高时电阻变小，电解质溶液的导电能力主要由溶液中离子的浓度和电荷数决定。
由于相同条件下强弱电解质的导电能力有着本质区别，因此，强弱电解质可通过同条件下电流的大小来确定，这一导电实验是理化学科的结合点，同时弱电解质的有关量也会因电离程度发生变化而难以确定其大小，此时常常需用数学思维方法(如极值法)迸行处理。所以，强弱电解质的这一考点也会成为“3+X”综合测试命题的素材
重点二、影响水电离平衡的因素
(1)酸、碱：在纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡左移，此时若温度不变，K W不变；α水变小；[H+]发生改变，pH也随之改变；若向水中加入酸，则[H+]增大，[OH—]变小，pH 变小。
(2)温度：若升温，由于水电离吸热，升温将促进水的电离，故平衡右移，[H+]、[OH—]同时增大，pH变小，但由于[H+]与[OH—]始终保持相等，故仍显中性。
(3)易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性；均促进水的电离，使水的电离度增大，但只要温度不变，K W不变。
(4)其它因素：如向水中加入活泼金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。
重点三、有关pH的计算
]
c mol/L，c(H+)=nc mol·L—1 pH=-lgnc
n，设浓度为c mol·L
—1 c(H+)=
10—14
nc
。pH= -lgc(H+)=14+lgnc。
③一元弱酸溶液，设浓度为c mol/L，则有：c(H+)
④一元弱碱溶液，则为c(OH—)
10—14
c
pH<14+lgc
2．酸、碱混合pH计算
①两强酸混合 c(H +
)混=c(H +)1V 1+ c(H +
)2V 2
V1+V2
②两强碱混合 c(OH —
)混=c(OH —)1V 1+ c(OH —
)2V 2
V1+V2
③酸碱混合(一者过量) 、
c(H +
)混
c(OH —
)混 = |c(H +
)酸V 酸-c(OH —
)碱V 碱| V 酸+V 碱
④酸碱的pH 之和与H +与OH —
浓度比较
pH(酸)+pH(碱)=14，c(H +)酸=c(OH —
)碱
pH(酸)+pH(碱)<14，c(H +)酸> c(OH —
)碱
pH(酸)+pH(碱)>14，c(H +)酸< c(OH —
)碱
推导：pH(酸)+pH(碱)=-[lgc(H +
)酸+ lgc(H +
)碱]=-lgc(H +
)酸·c(H +
)碱=-lgc(H +
)酸·10
—14
c(OH —
)碱
=14- lg c(H +
)酸
c(OH —
)碱
．有关溶液的pH 的注意问题
(l)pH 是溶液酸碱性的量度，常温下pH=7溶液呈中性，pH 减小，溶液的酸性增强；pH 增大，溶液的碱性增强。 ?
(2)pH 范围在0~14之间，pH=0的溶液并非无H +
，而是[H +
]=1mol ·L —1
。Ph=14的溶液
井非无OH —，而是[OH —]=1 mol ·L —1。pH 每增大1个单位，[H +
]减小到原来的1/10，而[OH —]增大到原来的10倍。pH 改变n 个单位，[H +]或[OH —]增大到原来的10n
倍或减小到原来的1/10n
。
(3)当[H +]>l mol ·L —1时，pH 为负数；[OH —]>1 mol ·L —1时，Ph>14，对于[H +]或[OH —
]
大于l mol ·L —1的溶液，用pH 表示反而不方便，所以pH 仅适用于[H +]或[OH —
]≤1 mol ·L —1
的稀溶液。
(4)也可以用pOH 来表示溶液的酸碱性，pOH 是OH —离子浓度的负对数。pOH=-lg[OH —
]，
因为[OH —]·[H +]=10—14
，若两边均取负对数得：pH+pOH=14。 3．关于溶液pH 的计算
(1)单一溶液的pH 计算
①强酸溶液，如H n A ，设浓度为C mol ·L —1，[H +
]=nC ，pH=-lgnC 。 ②强碱溶液，如B(OH) n ，设浓度为C mol ·L —1
，[H +
]=10
—14
nC
，pH=14+lgnC 。
③一元弱酸溶液，设浓度为C mol ·L —1，电离度为α，[H +
]=C α。pH=-lgC α。 :
④一元弱碱溶液，pH=-lg[H +
]=14+lgC α （2）酸碱混合PH 值计算
知识综合视窗 …
关于溶液的pH 的计算 (1)单一溶液的pH 计算
①强酸溶液，如H n A ，设浓度为c mol/L 。
c(H +)=nc mol ·L —l ，pH=-lgc(H +
)=-lgnc
②强碱溶液，如B(OH) n ，设浓度为c mol ·L —l
，c(H +
)=10—14
nc
；Ph=-lgc(H +
)=14+lgnc
③一元弱酸溶液，设浓度为c mol/L ，电离度为α则有：c(H +)=c α，pH=-lgc(H +
)=-lgc α。
④一元弱碱溶液，pH 吕-lgc(H +
)=14+ lgc α。 (2)酸、碱混合pH 计算 ！
①两强酸混合
c(H +
)混=c(H +
)1V 1+ c(H +
)2V 2
V 1+V 2
②两强碱混合
c(OH —
)混=c(OH —
)1V 1+ c(OH —
)2V 2
V 1+V 2
c(H +)混 c(OH —
);
5．酸碱中和滴定的误差分析 用标准液滴定待测液时，进行误差分析要归结为对标准液体积的影响，若使标准液的消耗体积变小，则会导致测定结果相对实际浓度偏小，若使标准液消耗体积变大，则导致测定结果偏大。如导致偏大的有：滴定管未用标准液润洗、锥形瓶用待测液润洗、滴定前装标准液的滴定管尖嘴处有气泡而滴定后消失等，导致偏小的有:指示剂变色后又立即复原就停止滴定、摇动锥形瓶时有液体溅出、转移待测液的滴定管或移液管未用待测液润洗等。 重点四、1．盐类水解
(1)盐类水解的实质：盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的H +或OH —
生成弱电解质，从而促进水的电离。 (2)盐类水解的规律：
①谁弱谁水解，谁强呈谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。 ②盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
③多元弱酸根，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如CO 32—比HCO 3—
水解程度大几个数量级，溶液的碱性更强。 》
(3)盐类水解的特点：
①吸热反应(升温，水解程度增大)。
②多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。 ③双水解程度比单水解程度大。
④单水解与一般的双水解因程度很小，故书写其离子方程式时不能用“=”“↑”“↓”等符号。规律：弱水解，显强性，弱的程度越大，水解能力越强
盐的浓度较小，水解程度较大
温度越高，水解程度越大
应用：判断溶液的酸碱性
.
判断不同弱电解质的相对强弱
比较溶液中离子浓度：同一溶液中不同离子浓度比较
不同溶液申相同离子浓度比较
解释某些化学现象及在生活生产中的应用
表示方法：
单水解：一元弱酸(弱碱)相应的盐
强碱与多元弱酸组成的正盐；分步表示；
如Na3PO4，PO43—+H2O HPO42—+OH—
*
HPO42—+H2O H2PO42—+OH—
H2PO42—+H2O H3PO4+OH—
强酸与多元弱碱组成的正盐：简化为一步表示：
如：AlCl3：Al3++3H2O Al(OH)3+3H+
双水解：一般能进行到底，不用可逆号，沉淀、气体一般要标出，常见的明显双水解的离子：Al3+、Fe3+与CO32—、HCO3—、S2—、HS—、AlO2—的对应组合。
如AlCl3与Na2CO3溶液混合，可表示为：2A13++3CO32—+3H2O──2Al(OH)3↓+3CO2↑
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1．水解互促而彻底反应的盐
.
(1)条件：强酸弱碱盐与强碱弱酸盐在水溶液中相遇时，弱碱阳离子水解生成的碱与弱酸阴离子水解生成的酸若发生中和反应，则水解互促而形成水解平衡，如(NH4)2CO3；若不发生中和反应，则水解互促最终彻底反应生成弱酸和弱碱，如Na2S和AlCl3混合时，生成H2S 和Al(OH)3。
但要注意，如果水解所生成的氢氧化物的溶解度小于两种盐按复分解反应方式进行所生成的难溶物的溶解度时，将水解互促而彻底生成弱酸和弱碱；反之，将按复分解反应方式进行。如Na2S与CuCl2混合时，因为CuS溶解度大于Cu(OH)2溶解度，不会生成H2S、Cu(OH)2，而生成CuS。
2)常见离子：Al3+与HCO3—、CO32—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等；AIO2—与Al3+、Fe3+、NH4+等；Fe3+与AlO2—、ClO—等；NH4+与SiO32—，它们均能彻底水解生成弱酸和弱碱。
2．蒸干盐溶液所得物质的判断
(1)考虑盐是否分解。如加热蒸干Ca(HCO3)2，因其分解，所得固体应是CaCO3。
(2)考虑氧化还原反应。如加热蒸干Na2SO3溶液，因Na2SO3易被氧化，所得固体应是Na2SO4。
(3)盐水解生成挥发性酸时，蒸干后一般得到弱碱，如蒸干AlCl3溶液，得Al(OH)3。盐水解生成不挥发性酸，蒸干后一般仍为原物质。
(4)盐水解生成强碱时，蒸干后一般得到原物质。Na2CO3等。
&
有时要多方面考虑，如加热蒸干NaClO溶液时，既要考虑水解，又要考虑HClO的分解，所得固体是NaCl。
清单一水的电离
水是一种极弱的电解质，它能发生微弱的电离。
(H2O H++OH—)，25℃时
①c(H+)=c(OH—)=1×10—7mol·L—1
②K W=c(H+)c(OH—)=l×10—14
③pH=-lgc(H+)=7
2．盐类水解应用
;
盐类水解应用极其广泛，它包括：
(1)混施化肥；
(2)泡沫灭火剂；
(3)FeCl3溶液止血剂；
(4)明矾净水；
(5)NH4Cl焊接金属；
(6)判断溶液酸碱性；
(7)比较盐溶液离子浓度的大小；
(
(8)判断离子共存；
(9)配制盐溶液；
(10)制备胶体；
(11)物质的制备；
(12)试剂的贮存
(13)物质的鉴别等。
盐类水解的应用（一）
(1)判断盐溶液中离子种类及浓度大小时考虑盐水解。如Na2S溶液中有Na+、S2—、HS—、H+、H2S、H2O，其浓度大小为： [Na+]>[S2—]>[HS—]；
(2)判断离子能否共存于同一溶液中，要考虑离子间能否发生双水解，如Al3+与AlO2—、Fe3+与AlO2—、HCO3—与 S2—、NH4+与AlO2—、Fe3+与 HCO3—、Al3+与HCO3—、Al3+与CO32—等就不能大量共存。
(3)用于判断盐溶液显酸性或中性或碱性，如Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液的碱性强；
(4)判断盐溶液中水的电离度的大小；
(5)盐与盐溶液反应产物的判断；
盐类水解的应用（二）
(1)鉴别物质时考虑盐类双水解，如NaOH、Na2CO3、KI、OH
、NaS、AgNO3、KSCN、H2S、NaCl
9种物质水溶液可用FeCl3溶液鉴别。
(2) FeCl3等溶液的配制(可加n滴稀盐酸)；
(3)长时间保存某些盐溶液，防止水解变质，常加几滴酸或碱；
(4)制取某些无水盐，如用MgCl2·6H2O制无水MgCl2。
盐类水解的应用（三）
(1)泡沫灭火器的反应原理；
(2)制备胶体，如Fe(OH)3胶体的制备；
(3)化肥的施用，如铵态氮肥不能与草木灰混合施用：NH4++CO32—+H2O NH3·H2O+HCO3—
(4)明矾、绿矾净水；
(5)NH4Cl作焊药；
(6)苏打粉用于面粉的发酵。
【规律总结】
清单三溶液中离子浓度相对大小的比较
1．微粒浓度比较
(1)要考虑盐类水解。大多数盐类的单水解是微弱的，一般认为与其同溶液对应的弱酸(或弱碱)的电离相比，电离程度大于水解程度。如溶液中相同浓度的CH3COOH、CH3COONa、CH3COOH的电离程度大于水解程度，类似的还有NH3·H2O与NH4Cl等，但HCN和KCN不同；CN—的水解程度大于HCN的电离程度。
(2)电荷守恒。溶液中阳离子所带总单位正电荷数等阴离子所带总单位负电荷数。如NaF 溶液中[Na+]+[H—]=[F—]+[OH—]。
3)物料守恒。①溶液中某元素的各种存在形式守恒，即原子守恒，如0.l mol·L—1的Na2CO3溶液中，[CO32—]+[HCO3—]+[H2CO3]= 0.l mol·L—1。
②溶液中水电离产生的H+、OH—数目应该相同，如Na2S溶液中，[OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S]。分为三种类型
①单一溶液中离子浓度相对大小的比较。如:判断一元或多元弱酸溶液和水解的盐溶液中离子浓度的相对大小，判断水解的盐溶液中离子浓度相对大小的一般方法是：
若为NH4Cl等盐中的阴、阳离子价数相等，离子浓度为[不水解的离子]>[水解的离子]>[水解后呈某性的离子(如H+或OH—)]>[水解后呈某性的对应离子]
如在NH4Cl溶液中[Cl—]>[NH4+]>[H+]>[OH—]
若为Na2CO3等盐中的阴、阳离子的价数不等时，判断离子浓度的大小则要根据实际情况具体分析，对于多元弱酸根的水解，则是有几价则水解几步，在分步水解中以第一步水解为主，如在Na2CO3溶液中[Na+]>[CO32—]>[OH—]>[HCO3—]。
②多种溶液中指定离子浓度相对大小的比较。
③两种溶液混合后离子浓度相对大小的比较，其解题规律首先是判断两种电解质能否反应，混合后溶液的酸碱性；其次是看反应是否过量；第三是分析电解质在水溶液中电离及可能存在的电离平衡、水解平衡等问题；最后比较离子浓度相对大小。
2．判断溶液中离子浓度相对大小的两个守恒
①电荷守恒：溶液中阴、阳离子所带的正、负电荷总数相等，即电解质溶液呈电中性。如：NaHCO3溶液中[Na+]+[H+]=[OH—]+[HCO3—]+2[CO32—]
②物料守恒：指电解质溶液中某一组分的原始浓度(起始浓度)应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。
如：NaHCO3溶液中[Na+]= [HCO3—]+2[CO32—]+[H2CO3]，Na2S溶液中[Na+]=2｛[S2—]+[HS —]+[H
2S]｝
3．在分析溶液中粒子之间的等量关系时要抓住电荷守恒和元互素的原子个数守恒这两个关键。
以 Na2CO3溶液为例，它的水溶液里存在着哪些平衡粒子间存在着哪些等量关系
Na2CO3溶于水完全电离：Na2CO3──2Na++CO32—；且存在着如下平衡：(l) CO32—+H2O HCO3—+OH—；(2) HCO3—+H2O H2CO3+OH—；(3)H2O H++OH—。
在 Na2CO3溶液里除存在粒子 H2O、H2CO3分子外，还有 Na+、H+、HCO3—、CO32—和OH—，根据溶液呈电中性这一原则可得电解质溶液中所有阳离子浓度乘以各自化合价的总数后的和等于所有阴离子浓度乘以各自化合价的总数后的和，也就是电荷平衡。据此，在 Na2CO3溶液中的电荷平衡式为 [Na+]+[H+]=[HCO3—]+[OH—]+2[CO32—]；另外，由于溶液中[Na+]=2[CO32
—]
起始，根据碳原子个数守恒的关系可得[CO32—]
起始=[CO3
2—]+[HCO
3
—]+[H
2CO3]，则有
[Na+]=2[CO32—]+2[HCO3—]+2[H2CO3]，这就是 Na2CO3溶液中的粒子平衡式(物料守恒)，即在平衡体系中，某一成分的浓度等于该成分各种形式的浓度之和。
4．盐的水解对水的电离的影响，要始终相信水无论在何种情况下，每电离出l molH+就会同时电离出l mol的OH—如：CH3COONa溶液显碱性，其OH—完全由H2O电离产生。同时水也电离出等量的H+，只不过一部分H+被CH3COO—结合成了CH3COOH，才造成了c(OH—)>c(H+)，但溶液中的H+不是水电离的全部H+。
5．水解离子方程式的书写，可根据水解是中和反应的逆反应来写，只要对应酸碱中和反应的离子方程，颠倒过来，等号改为可逆号即可。