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1、-高中化学选修4课堂笔记-第 17 页高中化学选修4课堂笔记第一章 化学反应与能量一、焓变 反应热 1反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。2焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。(1)符号： H （2）单位：kJ/mol (3)计算：H=E(生成物总能量)E(反应物总能量)=E(反应物总键能)E(生成物总键能量)3. 产生原因：化学键断裂吸热 化学键形成放热放出热量的化学反应。(放出热量吸收热量) H 为“-”或H 放出热量）H 为“+”或H 0 常见的放热反应： 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数的化合反应 金属与酸的反应 生石灰和水反应
2、 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 常见的吸热反应： 晶体Ba(OH)28H2O与NH4Cl 大多数的分解反应 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 铵盐溶解等小结：1、化学键断裂，吸收能量； 化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，H为“-”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，H为“+”或大于0;即反应是吸热反应还是放热反应取决于反应物与生成物总能量的相对大小。3、反应热（H） 数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差。4、物质的稳定性 能量越低，键能越大，物质越稳定。二、热化学方程式1.概念
3、:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化，H一定带符号。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。各物质系数加倍，H加倍；反应逆向进行，H改变符号，数值不变。三、燃烧热1概念：25 ，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。注意以下几点：研究
4、条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g)；N元素转化为N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l) H =285.8 kJ/mol燃烧物的物质的量：燃料是以1mol作为标准，书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； 研究内容：放出的热量。（H105时，该反应就进行得基本完全了。2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方反应进行建立平衡。（Q：浓度积）（1）QK: 反应向正反应方向进行; （2）Q = K: 反应处于平衡状态 ; （3）QK
5、: 反应向逆反应方向进行。3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应;若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应四、等效平衡（等量等效与等比等效）1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2、分类（1）定温、定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。（一边倒，量相等，才等效。）（等量等效）第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物
6、的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（一边倒，成比例，就等效。）（等比等效）（2）定温、定压条件下的等效平衡（一边倒，成比例，就等效。）（等比等效）只要保证可逆反应的起始量之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应速率和化学平衡的有关图象化学反应速率和化学平衡的有关图象是中学化学中基础图象知识的一个重要方面，它能把抽象的化学反应速率和化学平衡理论形象、直观地表达出来。学生能熟练地解答化学图象问题，是现行考纲的要求。分析解答化学平衡图象问题要注意如下几点：1解题步骤(1)看图象一看面：即纵坐标与横坐标的意义；二看线：即线的走向和变化趋势；三看点：即起点、折点、交点、终点；四看辅助线：如等温线
7、、等压线、平衡线等；五看量的变化：如浓度变化等。(2)想规律联想外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律。(3)作判断将图象中表现的关系与所学规律相对比，作出符合题目要求的判断。2解题方法(1)“定一议二”在化学平衡图象中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量的意义。在讨论过程中常确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系或确定纵坐标所表示的量后，讨论横坐标与曲线的关系。(2)“先拐先平，数值大”对于同一化学反应在化学平衡图象中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图甲)或表示的压强较大(如图乙)。如：甲表示：T2T1，正反应放热。乙表示：p1p2，正
8、反应为气体总体积缩小的反应。六、化学反应进行的方向自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。1、反应焓变（H）与反应方向：能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（H 0）。对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全。焓变（H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素。2、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：Jmol-1K-1熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用S表示. S=S(生成物总熵)S(反应物总熵) 反应的S越大,越有利于反应自发进行。（2）体系趋
9、向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据之一。熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加(S0)。且S越大，越有利于反应自发进行。正确判断一个化学反应是否能够自发进行：必须综合考虑反应的焓变和熵变。（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g) S(l) S(s) 3、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判断依据为： H-TS0，反应能自发进行;H-TS=0,反应达到平衡状态;H-TS0，反应不能自发进行。注意：（1）. H 0 该反应一定能自发进行；四象限法（2）. H 0，S0 该反应一定不能自发进
10、行； （3）. H 0，S0，S0 该反应在较高温度下能自发进行。第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离 1、定义：电解质:在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2
11、、H2O混和物纯净物 2、(1)电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物 非电解质共价化合物注意：电解质、非电解质都是化合物; SO2、NH3、CO2等属于非电解质; 强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。(2)强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）(3)强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)pH(HB) pH值相同时，溶液的浓度CHACHB pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHApHHB3、电离平衡：在一定
12、的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。5、电离方程式的书写：用可逆符号（） 多元弱酸的电离要分步书写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的
13、比是一个常数，叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）表示方法：ABA+B- Ki=A+B-/AB7、影响电离常数因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO8、一元强酸与一元弱酸的比较(1)同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一弱酸的比较项目类型C(H+)pH中和碱的量与足量金属反应产生H2的量开始反应速率反应所需时间一元强酸大小相同相同大短一元弱酸小大相同相同小长(2)相同pH、
14、相同体积的一元强酸与一弱酸的比较项目类型C(H+)溶液的物质的量浓度中和碱的量与足量金属反应产生H2的量开始反应速率反应所需时间一元强酸相同小小少相同长一元弱酸相同大大多相同短(3)判断弱酸（或弱碱）常用的方法：测定已知浓度的溶液的pH；测定已知pH的溶液稀释后pH的变化；测定对应的钠盐溶液的pH；取体积和pH相同的弱酸与盐酸分别加入锌粒，观察反应现象；分别等体积、等pH的弱酸与盐酸进行中和滴定，测量消耗氢氧化钠的体积；分别取相同物质的量浓度的弱酸与盐酸测量其导电性；分别取相同pH的弱酸与盐酸，向其中分别加入相应的钠盐，测定溶液pH的变化。二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离平衡：H2O 水
15、的离子积：KW =cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水的电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱 ：抑制水的电离 H+水OH-水1*10-14 温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）易水解的盐：促进水的电离 H+水OH水1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgcH+ （2）pH的测定方法：酸碱指示剂 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。变色范围：甲基橙 3.14.4（橙色）
16、石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（浅红色）PH试纸操作：玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。注意：事先不能用水湿润PH试纸；广泛pH试纸只能读取整数值或范围常用酸碱指示剂及其变色范围：指示剂变色范围的PH石蕊5红色58紫色8蓝色甲基橙3.1红色3.14.4橙色4.4黄色酚酞8无色810浅红10红色三 、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求OH-混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） O
17、H-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算H+混)3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OHH2O计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余，则用余下的OH数除以溶液总体积求OH-混，再求其它）注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！4、经验公式：“0.3”规则 同强（酸或碱）溶液等体积混合时，若两溶液的pH之差 pH2时： （1）两种等体积的强酸混合：pH混= pH（小）+ 0.3 （2）两种等体积的强碱混合：pH混= pH（大 ）- 0.3四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶
18、液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原+ n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原n （但始终不能小于或等于7）5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7。6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH215 则溶液显碱性pH=p
19、H2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH214 V酸：V碱=1：1014-（pH1+pH2）3、酸、碱等体积混合且pH酸+pH碱=14时：(1)两强混合呈中性；(2)强弱混合，弱的过量显弱性。六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。2、中和滴定的操作过程：（1）仪器：滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸
20、（或碱），也不得中途向滴定管中添加。滴定管读数精确到小数点后 两位 。（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗检漏：滴定管是否漏水用水洗用标准液洗（或待测液洗）装溶液排气泡调液面记数据V(始)（4）试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c酸或碱的物质的量浓度；V酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，
21、若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。（以标准酸滴定未知浓度的碱为例）步骤操作V标准c待测洗涤酸式滴定管未用标准溶液润洗变大偏高碱式滴定管未用待测溶液润洗变小偏低锥形瓶用待测溶液润洗变大偏高锥形瓶洗净后还有蒸馏水不变无影响取液放出
22、碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）变大偏高七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。3、盐类水解规律：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强
23、显中性。多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3 NaHCO3)弱酸酸性强弱比较：A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HCl HF；HNO3H3PO4）B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOHCH3COOH）C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热5、影响盐类水解的外界因素：温度：温度越 高 水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）浓度：浓度
24、越小，水解程度越 大 （越稀越水解）酸、碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）（阳促阴，阴促阳；阳抑阳，阴抑阴。）6、酸式盐溶液的酸碱性：只电离不水解：如HSO4- 显酸性 电离程度水解程度，显酸性 （如：HSO3- 、H2PO4- 、HC2O4-） 水解程度电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）7、双水解反应：（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。其促进过程以NH4Ac为例解释如下：NH4Ac NH4 + Ac- NH4 + H2ONH
25、3H2O + H Ac + H2OHAc + OH-两个水解反应生成的H+和OH反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；SiO32-、ClO-与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O 2Al(OH)3+ 3H2S盐类水解的应用：混施化肥（N、P、K三元素不能变成和）泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体
26、，电解质溶液使胶体凝聚）明矾净水（Al3水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）判断溶液酸碱性（强者显性）比较盐溶液离子浓度的大小 判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）配制盐溶液（加对应的酸或碱防止水解）8、水解平衡常数（Kh）对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数)电离、水解方程式的书写原则1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水
27、解）的书写原则：分步书写，第一步为主 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 八、溶液中微粒浓度的大小比较1.基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：电荷守恒：:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和。物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）某原子的总量(或总浓度)其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和。质子守恒：溶液中得到的质子数（H+）与失去的质子数（H+）相等，即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的
28、弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：(1) 中学化学常见的有三对等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的NH3H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性(2) 掌握其处理方法（即抓主要矛盾） 多元弱酸分步电离，且第一步电离远大于第二步电离。多元弱酸正盐分步水解，且第一步水解远大于第二步水解。水的电离比弱酸、弱碱的电离都弱，比盐的水解都弱。九、难溶电解质的溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
29、（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时H+降至10-7mol/L10-5mol/L，故为完全反应，用“”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“”。（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2、溶解平衡方程式的书写 注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)3、溶度积（KSP）(1)、定义
30、：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m(2)、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= c(An+)m c(Bm-)n(3)、影响因素：外因：浓度：加水，平衡向溶解方向移动。温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。同离子效应：加入难溶电解质电解质的相应的离子，平衡向生成沉淀方向移动。化学反应：加入能与难溶电解质电解质的离子发生化学反应的物质，平衡向溶解方向移动。(4)、溶度积规则QC（离子积）KSP：有沉淀析出；QCKSP ： 平衡状态；QCKSP ： 未饱和，继续溶解。4、沉淀生成的三种主要方式 （1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。 （2）调pH值：除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 5、沉淀的溶解： 沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：加酸碱；氧化还原； 沉淀转化 。物质溶解常采用的方法有：加水；加热；减少生成物（离子）的浓度。而使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。6、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即