§3-1弱电解质的电离
一、强弱电解质
1、定义：
(1)电解质：_在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物。
非电解质：_在水溶液中或在熔融状态下不能够导电的化合物_。
强电解质：在水溶液中能够全部电离的电解质如：强酸、强碱、大部分盐。
弱电解质：在水溶液中仅部分电离的电解质如：弱酸、弱碱、极少数盐、水等。
a、电解质、非电解质都是_化合物__，单质既不是_电解质_也不是_非电解质__。
b、化合物本身电离出_自由移动的离子_而导电时，才是电解质。
c、电解质_不一定_（填“一定”、“不一定”）导电，导电物质_不一定_（同上）是电解质；
d、非电解质__不__导电，但__不__导电的物质_不一定__是非电解质。
2、电解质的强弱与其溶解性的关系？怎样区分强弱电解质？
电解质的强弱与其溶解性无关，电解质的强弱决定于在一定条件下的电离程度大小，若全部电离则为强电解质，若部分电离则为弱电解质。组成相似的电解质可利用同浓度时，导电能力不同来区分强弱等。
3、溶液导电性强弱与电解质强弱的关系。
①电解质的强弱与其溶解性__无关__，只与其在溶液中的__电离程度__有关。
②电解质溶液的导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带的电荷。
：强弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
概念
在水溶液中能够全部电离的电解质
在水溶液中仅部分电离的电解质
化合物类型
强酸、强碱、大部分盐
弱酸、弱碱、水和极少数的盐
化学键类型
离子键、共价键
共价键
电离程度
全部电离
部分电离
在溶液中存在微粒形式
全部为阴、阳离子
阴、阳离子、电解质分子
电离过程（可逆或不可逆）
不可逆
可逆
电离平衡方程式的书写：①、强电解质：完全电离，符号选用“__=__”如：Na2SO4_=2Na++SO42-__
②、弱电解质：部分电离，符号选用“____”如：CH3COOH_________________________
多元弱酸的电离应分步完成电离方程式，多元弱酸溶液的酸性主要是由第_____步电离决定的。而多元弱碱则一步完成电离方程式。
练习：写出下列物质的电离方程式：
NaF：________________________
NaHCO3____________________________
H2SO4__________________________
CH3COOH：
NaOH：________________________
NH3·H2O：
NaHSO4:________________（水溶液中）
NaHSO4:______________（熔融时）
H2CO3：；
Fe（OH）3：
二、弱电解质的电离
1．定义：电离平衡：
2、电离平衡的特征：
(1)逆—______________________
(2)等—____________________
(3)动—_______________________
(4)定—____________________
(5)变—电离平衡是相对的平衡，外界条件改变，平衡可能移动，移动的方向运用勒夏特列原理判断。
3、影响因素：
(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。
(2)外因：①温度：因为电离是吸热的，因此升温促进（填“促进”或“抑制”）电离。电离程度将增大。
②浓度：电解质溶液浓度越小，电离程度越大。即稀释促进（填“促进”或“抑制”）电离。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，将抑制（填“促进”或“抑制”）电离。
④加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动即促进（填“促进”或“抑制”）电离。
4、(以CH3COOHCH3COOH＋H+为例)：
改变条件
c(H＋)
n(H＋)
c(CH3COO－)
c(CH3COOH)
c(OH－)
平衡移动
电离程度
导电能力
K
加水
加热
加冰醋酸（l）
加HCl(g)
加NaOH(s)
加CH3COONa(s)
加Na2CO3(s)
加Fe粉(s)
5、一元强酸与一元弱酸的比较：
(1)相同物质的量浓度、相同体积的HCl与CH3COOH的比较
HCl
CH3COOH
C（H+）
大
小
中和酸所用NaOH的物质的量
相等
相等
与过量Zn反应产生H2的体积
相同
相同
与Zn反应的起始反应速率
快
慢
(2)相同C(H+)、相同体积的HCl与CH3COOH的比较
HCl
CH3COOH
酸的浓度
小
大
中和所用NaOH的物质的量
少
多
与过量Zn反应产生H2的体积
少
多
与Zn反应
起始反应速率X
相同
相同
反应过程速率
慢
快
三、电离平衡常数和电离度
1、电离平衡常数：以HAH++A-为例。
（1）表达式K=c(H+).c(A-)/c(HA)
（2）影响因素：电离平衡常数的数值与_温度_有关，与_浓度_无关；一般_温度_越高，电离平衡常数越大（填“大”或“小”）；电离平衡常数要在相同_温度_下比较。若不指明温度，一般指25℃。
(3)同一温度下，相同浓度的不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。但不一定其溶液中离子浓度越大，溶液的导电性越_强_。
(4)多元弱酸电离平衡常数：看课本43页表格知K1＞K2＞K3，因此多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定。
2、电离度：
注：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。
§3-2水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离
1.水电离方程式可表示为：2H2O=H3O++OH―或简写成：H2O=H++OH―
写出水的电离常数表达式：K=c(H+).c(OH-)/c(H2O)
2．水的离子积常数（溶液中c(H+).c(OH-)，用Kw表示）：在25℃时，实验测得1L纯水只有10-7molH2O电离，因此纯水中c（H＋）＝c（OH－）＝10-7mol/L。所以C时，Kw=c（H+）·c（OH—）=10-14科
3、影响水的电离平衡的因素：
（1）促进水的电离平衡的因素：加热、加可水解的盐、加活泼金属。
（2）抑制水的电离平衡的因素：加酸加碱、加酸性气体加碱性气体、降温、加硫酸氢盐。
1、升高温度，水的电离程度__增大__，水的电离平衡向__右__移动，Kw___增大___。
降低温度，水的电离程度__减小___，水的电离平衡向__左__移动，Kw___减小___。
温度越高，Kw越大；Kw在一定温度下是个常数。水的电离是一个吸热过程，升高温度，水的电离程度增大，Kw增大，但仍是中性水。（填：酸、碱、中）
2、①Kw不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H＋)水＝C(OH―)水Kw＝C(H＋)溶液·C(OH―)溶液
②水中加酸或碱均抑制水的电离，但由水电离出的c（H+）与c（OH—）总是相等。
③任何电解质溶液中，H+与OH—总是共存，c(H+)与c(OH—)此增彼长，且Kw=c(H+)·c(OH—)不变
④判断溶液酸碱性的依据是什么？(c(H+)与c(OH—)相对大小
二、溶液的酸碱性与溶液中c(H+)、c(OH-)的关系
水电离出c(H+)
水电离出c(OH-)
酸电离出c(H+)
碱电离出c(OH-)
纯水
10-7mol/L
10-7mol/L
——
——
0.1mol/L盐酸
10-13mol/L
10-13mol/L
10-1mol/L
——
0.1mol/LNaOH
10-13mol/L
10-13mol/L
——
10-1mol/L
★且由水电离出的c水(H+)=c水(OH-)。
酸溶液中：c水(H+)=c(OH-)碱溶液中：c水(H+)=c(H+)
加酸或加碱均能使水的电离平衡逆向移动，所以水电离产生的H+和OH-减少
三、溶液的pH
1、定义：pH=—lg[H+]
2、pH的适应范围：稀溶液，0～14之间；（即：c(H+)＜1mol/L）
3、pH与溶液酸碱性的关系：常温下：中性溶液c(H+)＝1×10－7mol/LpH＝7，酸性溶液c(H+)＞1×10－7mol/LpH＜7，碱性溶液c(H+)＜1×10－7mol/LpH＞7。
4、pH的测定方法：（1）pH试纸——最简单的方法。
操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
★注意：①事先不能用水湿润pH试纸（中性溶液无影响）；②只能读取整数值或范围
（2）pH计—精确测定
四．pH的计算：
1、单一溶液的pH的计算：若是强酸，应先确定c(H+)，再进行pH的计算。若是强碱，应先确定c(OH-)，再根据c(H+)·c(OH-)=Kw换算成c(H+),求pH
2、溶液混合后的pH的计算（1）、两强酸混合后的pH的计算
（2）、两强碱混合后的pH的计算
若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其pH相差2个或2个以上时，混合液的pH有如下近似规律：两强酸等体积混合，pH=pH小+0.3；两强碱等体积混合，pH=pH大－0.3
（3）强酸与强碱溶液混合后的pH的计算根据n(H+)与n(OH-)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
⑴室温下，若强酸（pH=a）和强碱（pH=b）等体积混合:
pH=a+b=14，则溶液呈中性，pH=7；pH=a+b＞14，则溶液呈碱性，pH＞7；
pH=a+b＜14，则溶液呈酸性，pH＜7。
⑵室温下，若酸（pH=a）和碱（pH=b）等体积混合:pH=a+b=14：
若为弱酸与强碱，则酸有剩余，pH＜7；若为强酸与弱碱，则碱有剩余，pH＞7。
三、溶液的稀释规律及稀释后pH的计算
(1)对于强酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH增大n个单位，即pH＝a＋n(a＋n7)。
(2)对于强碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH减小n个单位，即pH＝b－n(b－n7)。
(3)对于弱酸溶液(pH＝a)每稀释10n倍，pH的范围是：apHa＋n7(即对于pH相同的强酸和弱酸稀释相同倍数，强酸pH变化的程度大)。
(4)对于弱碱溶液(pH＝b)每稀释10n倍，pH的范围是：7b－npHb(即对于pH相同的强碱和弱碱稀释相同倍数，强碱pH变化的程度大)。
：1、常温时，VaL的PH=a的强酸与VbL的PH=b的强碱溶液混合，若溶液显中性，则Va：Vb=10a+b-14
2、强酸与强碱混合反应后溶液呈中性时，强酸的pH=a、强碱的pH=b与强酸溶液体积V酸、强碱溶液体积V碱之间的关系：
①若a+b＝14，则V酸∶V碱＝1∶1，即强酸与强碱等体积混合．
②若a+b＞14，则：V酸∶V碱＝∶1
③若a+b＜14，则：V酸∶V碱＝1∶
§3-3 盐类的水解
一、盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性；同强显中性。
由此可见，盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子，其水溶液的酸碱性由盐的类型决定，利用盐溶液的酸碱性可判断酸或碱的强弱。
(1)
盐的类型
是否水解
溶液的pH
强酸弱碱盐
水解
pH＜7
强碱弱酸盐
水解
pH＞7
强酸强碱盐
不水解
pH＝7
(2)组成盐的弱碱阳离子(M＋)能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子(A－)能水解显碱性。
(3)盐对应的酸(或碱)越弱，水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
二、盐类水解离子方程式的书写
1．注意事项
(1)一般要写可逆“”，只有彻底水解才用“===”。
(2)难溶化合物不写沉淀符号“↓”。
(3)气体物质不写气体符号“↑”。
2．书写方法
(1)弱酸强碱盐
①一元弱酸强碱盐水解
弱酸根阴离子参与水解，生成弱酸。例如：CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
离子方程式：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－
②多元弱酸根阴离子分步水解
由于多元弱酸的电离是分多步进行的，所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分多步进行的，阴离子带几个电荷就要水解几步。第一步水解最易，第二步较难，第三步水解更难。
例如：Na2CO3＋H2ONaHCO3＋NaOHNaHCO3＋H2OH2CO3＋NaOH
离子方程式：CO＋H2OHCO＋OH－HCO＋H2OH2CO3＋OH－
③多元弱酸的酸式强碱盐水解
例如：NaHCO3＋H2OH2CO3＋NaOH离子：HCO＋H2OH2CO3＋OH－
(2)强酸弱碱盐
①一元弱碱：弱碱阳离子参与水解，生成弱碱。
②多元弱碱阳离子分步水解，但写水解离子方程式时一步完成。
例如：AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋3HCl离子：Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋
(3)某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。可用“===”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发性物质可加“↓”、“↑”等。
例如：将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合，立即产生白色沉淀和大量气体，离子方程式为：Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑
能够发生双水解反应的离子之间不能大量共存。常见的离子间发生双水解的有：Fe3＋与CO、HCO等，Al3＋与AlO、CO、HCO、S2－、HS－等。
三、影响盐类水解的因素
1．内因：盐本身的性质，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。
2．外因：受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
(1)温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
(2)浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。
(3)外加酸、碱或盐：外加酸、碱或盐能促进或抑制盐的水解。
归纳总结：上述有关因素对水解平衡的影响结果，可以具体总结成下表(以CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－为例)：
改变条件
c(CH3COO－)
c(CH3COOH)
c(OH－)
c(H＋)
pH
水解程度
加水
减小
减小
减小
增大
减小
增大
加热
减小
增大
增大
减小
增大
增大
加NaOH(s)
增大
减小
增大
减小
增大
减小
加HCl(g)
减小
增大
减小
增大
减小
增大
加CH3COONa(s)
增大
增大
增大
减小
增大
减小
加NH4Cl(s)
减小
增大
减小
增大
减小
增大
四、盐类水解的应用
1．化肥的合理使用，有时要考虑盐类的水解
例如，铵态氮肥与草木灰不能混合使用，因草木灰的主要成分K2CO3水解呈碱性：CO＋H2OHCO＋OH－，铵态氮肥中NH遇OH－逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低。
2．用热碱去污
如用热的Na2CO3溶液去污能力较强，盐类的水解是吸热反应，升高温度，有利于Na2CO3水解，使其溶液显碱性。
3．配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解。
(1)配制强酸弱碱盐溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到相应的浓度，以抑制它们的水解，配制Fe2(SO4)3溶液时，滴几滴稀硫酸。
(2)配制强碱弱酸盐溶液时，需滴几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解，如配制Na2CO3、NaHS溶液时滴几滴NaOH溶液。
4．物质制取如制取Al2S3，不能用湿法，若用Na2S溶液和AlCl3溶液，两种盐溶液在发生的水解反应中互相促进，得不到Al2S3。制取时要采用加热铝粉和硫粉的混合物：2Al＋3SAl2S3。
5．某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解，如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO、HCO水解使溶液呈碱性，OH－与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞黏结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
6．若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应，这两种盐相遇时，要考虑它们水解时的相互促进，如泡沫灭火器的原理：将硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合，Al2(SO4)3＋6NaHCO3===3Na2SO4＋2Al(OH)3↓＋6CO2↑，产生大量CO2来灭火。
7．用盐(铁盐、铝盐)作净水剂时需考虑盐类水解。例如，明矾KAl(SO4)2·12H2O净水原理：Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋，Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中悬浮的杂质生成沉淀而起到净水作用。
8．Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。例如：将镁条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
9．如果溶液浓度较低，可以利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。如果水解程度很大，还可用于无机化合物的制备，如制TiO2：
TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)TiO2·xH2O＋4HCl
TiO2·xH2O焙烧,TiO2＋xH2O
五、离子浓度大小比较规律
1．大小比较方法
(1)考虑水解因素：如Na2CO3溶液中
CO＋H2OHCO＋OH－HCO＋H2OH2CO3＋OH－，所以c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)
(2)不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其的影响程度。如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中，
c(NH)由大到小的顺序是③①②。
(3)多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如：H2S溶液：c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)＞c(OH－)
Na2CO3溶液：c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)＞c(H＋)。
(4)混合溶液
混合溶液中离子浓度的比较，要注意能发生反应的先反应后再比较，同时要注意混合后溶液体积的变化，一般情况下，混合液的体积等于各溶液体积之和。高考试题中在比较离子浓度的大小时，常常涉及以下两组混合溶液：
①NH4Cl～NH3·H2O(1∶1)；②CH3COOH～CH3COONa(1∶1)。一般均按电离程度大于水解程度考虑。
如：NH4Cl和NH3·H2O(等浓度)的混合溶液中，c(NH)c(Cl－)c(OH－)c(H＋)，CH3COOH和CH3COONa(等浓度)的混合溶液中，c(CH3COO－)c(Na＋)c(H＋)c(OH－)。
2．电解质溶液中的离子之间存在着三种定量关系
(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)。如纯碱溶液中c(Na＋)＝2c(CO)未变化＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)；NaH2PO4溶液中c(Na＋)＝c(H2PO)未变化＝c(H2PO)＋c(HPO)＋c(PO)＋c(H3PO4)。
(2)电荷数平衡关系(即电荷守恒)。如小苏打溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)；Na2HPO4溶液中，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(H2PO)＋2c(HPO)＋3c(PO)＋c(OH－)
注 1molCO带有2mol负电荷，所以电荷浓度应等于2c(CO)，同理PO电荷浓度等于3c(PO)。
(3)水电离的离子数平衡关系(即质子守恒)
如纯碱溶液中c(H＋)水＝c(OH－)水；c(H＋)水＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)，即c(OH－)水＝c(HCO)＋2c(H2CO3)＋c(H＋)。
质子守恒也可由物料守恒和电荷守恒相加减得到。
§3-4难溶电解质的溶解平衡
一、难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡的比较
1．从物质类别方面看，难溶电解质可以是强电解质也可以是弱电解质[如BaSO4是强电解质，而Al(OH)3是弱电解质]，而难电离物质只能是弱电解质。
2．从变化的过程来看
溶解平衡是指已溶解的溶质与未溶解的溶质之间形成的沉淀与溶解的平衡状态；而电离平衡则是指已经溶解在溶液中的弱电解质分子与离子之间的转化从而达到平衡状态。
3．表示方法不同：以Al(OH)3为例，Al(OH)3(s)Al3＋(aq)＋3OH－(aq)表示溶解平衡，
Al(OH)3Al3＋＋3OH－表示电离平衡。
需要注意的是：BaSO4(s)Ba2＋(aq)＋SO(aq)表示BaSO4的溶解平衡，而BaSO4溶于水的部分完全电离，因此电离方程式为：BaSO4===Ba2＋＋SO。
4．难溶电解质的溶解平衡与弱电解质的电离平衡都属于化学平衡，符合勒夏特列原理，外界条件改变时，平衡将会发生移动。
二、溶度积问题
1．溶度积和溶解度的值都可用来表示物质的溶解能力；
2．用溶度积直接比较时，物质的类型必须相同：
AB型物质：Ksp＝c(A＋)·c(B－)；
AB2(或A2B)型物质：Ksp＝c(A2＋)·c2(B－)[或Ksp＝c2(A＋)·c(B2－)]；
A2B3型物质：Ksp＝c2(A3＋)·c3(B2－)
对于同类型物质，Ksp越小，其溶解度越小。
三、离子共存问题总结
离子能否在同一电解质溶液里大量存在，决定于离子能否发生化学反应，或离子的物理性质是否符合题目的相关规定。因此，要弄清离子能否在同一溶液中大量共存的问题，关键是掌握离子的性质。
1．不能在酸性溶液中大量共存的离子
一般为弱酸根离子或易分解的酸的酸根、易挥发的酸的酸根、水解呈碱性的离子等，如①OH－②AlO③CO④HCO⑤SiO⑥SO⑦HSO⑧S2O⑨S2－
⑩HS－?ClO－?F－?PO?HPO?H2PO
如：H2O＋AlO＋H＋===Al(OH)3↓，AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O。
2．不能在碱性溶液中大量共存的离子
一般为能生成不溶性的碱的金属离子或生成弱碱的离子或酸式盐的酸根离子等，如：①H＋②Fe2＋③Fe3＋
④Cu2＋⑤Ag＋⑥Zn2＋⑦Mg2＋⑧Al3＋⑨NH
⑩HCO?H2PO?HPO?HSO?HS－等。
如：H2PO＋2OH－===PO＋2H2O，NH＋OH－NH3·H2O。
3．相互间反应生成沉淀或微溶物的离子不能大量共存
如①SO与Ba2＋、Pb2＋、Ag＋、Ca2＋等不共存；②CO与Ca2＋、Mg2＋、Ba2＋等不共存；③S2－与Cu2＋、Pb2＋、Hg2＋、Ag＋、Fe2＋等不共存；④C17H35COO－与Ca2＋、Mg2＋等生成沉淀不共存。
4．因氧化性强而不能与强还原性离子大量共存
如①酸性条件下NO与I－、Fe2＋、S2－、SO等不共存；②酸性条件下SO与S2－等不共存(但在碱性条件下可以共存)；③MnO与I－、S2－、SO、Br－、Cl－等不共存。
5．能相互结合形成络合物的离子不能大量共存
如①Fe3＋与SCN－：Fe3＋＋SCN－===[Fe(SCN)]2＋；②Ag＋与NH3·H2O：Ag＋＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋2H2O。
6．水解显酸性的离子(如Al3＋、Fe3＋等)和水解显碱性的离子(AlO、CO、HCO、ClO－等)不能大量共存
如：①Al3＋与AlO、HCO：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓，Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑；②Fe3＋与ClO－：Fe3＋＋3ClO－＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3HClO；③Fe2＋与ClO－：2Fe2＋＋ClO－＋4OH－＋H2O===2Fe(OH)3↓＋Cl－。
7．溶液若无色，则不存在有色(溶液中)离子
如Fe3＋、Cu2＋、MnO4-、Fe2＋等。
8．不能在中性溶液中大量存在的离子
Al3＋、Fe3＋、Cu2＋等弱碱的阳离子，其本性是使溶液呈酸性，它们不能在中性溶液中大量存在；CO、ClO－、PO43-等酸根阴离子，它们的本性是使溶液呈碱性，它们不能在中性溶液中大量存在。
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