2021高考化学一轮复习专题九盐类水解和难溶电解质的溶解平衡课件

2021高考化学一轮复习专题九盐类水解和难溶电解质的溶解平衡课件

考点一　盐类水解原理及其应用 考点清单 基础知识 一、盐类水解的定义和实质 1.盐类水解的定义 强碱弱酸盐和强酸弱碱盐溶于水时,电离产生的阴离子或阳离子可分别与 水电离出来的① 　H +      或② 　OH -      生成③ 　弱电解质      ——弱酸或弱 碱。盐与水发生的这种作用叫作盐类的水解。 2.盐类水解的实质 盐类的水解是盐跟水之间的化学反应,水解(反应)的实质是生成弱电解质, 使水的④ 　电离平衡     被破坏而建立起新的平衡。盐的水解促进了水的 电离。 二、盐类水解的影响因素及应用 1.内因:盐本身的性质 (1)弱碱越弱,其阳离子的水解程度就越⑤ 　大     ,对应盐溶液的酸性越⑥ 　强      。 (2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越⑦ 　大     ,对应盐溶液的碱性越⑧ 　强      。 2.外因 (1)温度:升高温度,水解平衡⑨ 　正向移动     ,水解程度   　增大     。 (2)浓度 a.增大盐溶液的浓度,水解平衡   　正向移动     ,水解程度   　减小     ,但 水解产生的离子浓度   　增大     ;加水稀释,水解平衡   　正向移动     ,水 解程度   　增大      ,但水解产生的离子浓度   　减小     。 b.增大 c (H + ),促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解;增大 c (OH - ), 促进强酸弱碱盐的水解,抑制强碱弱酸盐的水解。 三、盐类水解的规律 有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解, 谁强显谁性 。 1.组成盐的弱碱阳离子(M x + )能水解,使溶液显   　酸     性;组成盐的弱酸阴 离子(A y - )能水解,使溶液显   　碱     性。 2.盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,相应盐溶液碱性(或酸性)   　越 强     。 3.多元弱酸根的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多,如同浓度时 C   比HC   的水解程度大,含C   溶液的碱性更强。 四、水解方程式的书写 1.一般来说,盐类水解的程度不大,应该用“   ”表示。盐类水解一般不 会产生沉淀和气体,所以一般不用符号“↓”和“↑”。如: Cu 2+ +2H 2 O   Cu(OH) 2 +2H + N   +H 2 O   NH 3 ·H 2 O+H + 2.多元弱酸盐的水解是分步进行的,用分步水解离子方程式表示。如 Na 2 CO 3 的水解反应为: 　C   +H 2 O   HC   +OH - 　HC   +H 2 O   H 2 CO 3 +OH - 3.相互促进的水解反应方程式的书写步骤 (1)先写出水解的离子及水解后的最终产物,用“   ”连接并注明“↓” 或“↑”。 (2)运用电荷守恒、原子守恒等将其配平。 核心精讲 一、盐类水解原理的应用 1.判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐的水解。 2.判断盐溶液中离子种类及其浓度大小关系时要考虑盐的水解。 3.判断溶液中离子能否大量共存时,有时要考虑盐的水解,如Al 3+ 与HC   、 C   、Al   等不能大量共存。 4.盐在参加反应时,有时要考虑盐的水解,如Mg加到NH 4 Cl溶液中,AlCl 3 与 Na 2 S溶液混合等。 5.加热浓缩某些盐溶液时,要考虑水解,如分别浓缩FeCl 3 、AlCl 3 溶液,蒸干 得氢氧化物,灼烧得金属氧化物。 6.保存某些盐溶液时,要考虑盐的水解,如向FeCl 3 溶液中加少量盐酸来抑制 Fe 3+ 水解,保存Na 2 CO 3 等碱性盐溶液的试剂瓶不能用玻璃塞,保存NH 4 F溶液 不能用玻璃瓶。 7.解释生活、生产中的一些化学现象,如明矾净水、化肥施用等。 8.某些胶体的制备利用水解原理,如实验室制备Fe(OH) 3 胶体:Fe 3+ +3H 2 O   Fe(OH) 3 (胶体)+3H + 。 9.泡沫灭火器工作原理: Al 3+ +3HC     Al(OH) 3 ↓+3CO 2 ↑。 10.纯碱溶液越热去污能力越强:C   +H 2 O   HC   +OH - ,加热使溶液中 c (OH - )增大。 二、酸式盐溶液酸碱性的判断 酸式盐的水溶液显什么性,要看该盐的组成微粒的实际表现。 1.强酸的酸式盐只电离,不水解,其溶液一定显酸性。如NaHSO 4 溶液: NaHSO 4   Na + +H + +S   。 2.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程 度的相对大小。 (1)若电离程度小于水解程度,则溶液显碱性。例如NaHCO 3 溶液中HC     H + +C   (次要)、HC   +H 2 O   H 2 CO 3 +OH - (主要),使溶液中 c (OH - )> c (H + ),溶液呈碱性;NaHS溶液、Na 2 HPO 4 溶液亦显碱性。 (2)若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性。例如NaHSO 3 溶液中HS     H + +S   (主要)、HS   +H 2 O   H 2 SO 3 +OH - (次要),使溶液中 c (H + )> c (OH - ),溶液显酸性;NaH 2 PO 4 溶液亦显酸性。 考点二　沉淀溶解平衡及其应用 基础知识 1.溶解平衡 溶质溶解的过程是一个可逆过程: 固体溶质   溶液中的溶质   溶解平衡的特点:逆、等、动、定、变(适用平衡移动原理)。 2.溶度积 (1)溶度积常数:一定温度下难溶电解质的饱和溶液中,各组分离子浓度幂 的乘积为一常数。对于溶解平衡A m B n (s)   m A n + (aq)+ n B m - (aq), K sp =① 　 [ c (A n + )] m ·[ c (B m - )] n      。 与其他平衡常数一样, K sp 的大小只受温度的影响。 (2)溶度积规则 某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度幂的乘积为 Q c (离子 积)。 当 Q c ② 　<     K sp 时,溶液不饱和,无沉淀析出; 当 Q c ③ 　=     K sp 时,沉淀与溶解处于平衡状态; 当 Q c ④ 　>     K sp 时,有沉淀析出,直至达到平衡。 核心精讲 沉淀溶解平衡的应用 1.沉淀的生成与溶解 (1)在难溶电解质的溶液中,当 Q c > K sp 时,就会生成沉淀。据此,加入沉淀剂析 出沉淀,是分离、除杂常用的方法。如以Na 2 S、H 2 S等作沉淀剂,使某些金 属离子(如Cu 2+ 、Hg 2+ 等)生成极难溶的硫化物(CuS、HgS等),从而达到分离 或除杂的目的。 注意　①利用生成沉淀分离或除去某种离子,首先,要使生成沉淀的反应能 够发生;其次,沉淀生成的反应进行得越完全越好。如要除去溶液中的 Mg 2+ ,可使用NaOH等使之转化为溶解度较小的Mg(OH) 2 。 ②不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的 离子浓度小于1 × 10 -5 mol·L -1 时,沉淀就达完全。由 K sp 的表达式可知,使除去 的离子在溶液中残留的浓度尽可能小,需要加入过量的沉淀剂。 (2)当 Q c < K sp 时,沉淀就会溶解。常用的方法有: ①酸碱溶解法。 加入酸或碱与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应,降低相应离子的浓度, 使平衡向沉淀溶解的方向移动。如难溶于水的BaCO 3 可溶于盐酸中。 ②发生氧化还原反应使沉淀溶解。 某些金属硫化物(如CuS、HgS等),其溶度积特别小,在其饱和溶液中 c (S 2- ) 特别小。这些金属硫化物能溶于氧化性酸(如硝酸、王水等),S 2- 被氧化,其 浓度减小,溶解平衡正向移动,从而达到沉淀溶解的目的。 此法适用于那些具有明显氧化性或还原性的难溶物。 ③生成配合物使沉淀溶解。 向沉淀溶解平衡体系中加入适当的配位剂,使溶液中某种离子生成稳定的 配合物,以减小其离子浓度,从而使沉淀溶解。 如溶解AgCl可加入氨水以生成[Ag(NH 3 ) 2 ] + 。 (3)实例探究 ①利用沉淀溶解平衡移动原理解释作“钡餐”用BaSO 4 而不用BaCO 3 的原 因。 ②误服可溶性钡盐引起中毒,应尽快服用5.0%的Na 2 SO 4 溶液洗胃,使S   与 Ba 2+ 结合成沉淀而排出。 ③从沉淀溶解平衡的角度解释溶洞的形成。 2.沉淀的转化 (1)沉淀转化的实质 沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。通常,一种沉淀可以转化为更难 溶的沉淀,两种难溶物的溶解能力差别越大,这种转化的趋势就越大。 (2)实例探究 ①往ZnS的沉淀溶解平衡体系中加入CuSO 4 溶液可将其转化为更难溶的 CuS沉淀。 ZnS(s)+Cu 2+ (aq)   CuS(s)+Zn 2+ (aq) ②依据沉淀转化的原理,可用FeS等难溶物作为沉淀剂除去废水中的某些 金属离子。 FeS(s)+Hg 2+ (aq)   HgS(s)+Fe 2+ (aq) ③硬水中的Mg(HCO 3 ) 2 煮沸时分解为MgCO 3 ,继续煮沸,MgCO 3 转化为更难 溶的Mg(OH) 2 。 ④AgNO 3 溶液   AgCl(白色沉淀)   AgBr(淡黄色沉淀)   AgI(黄 色沉淀)   Ag 2 S(黑色沉淀)。 微粒浓度大小的比较及电解质溶液中的三种定量关系 1.离子浓度大小比较的方法 (1)考虑水解因素:如Na 2 CO 3 溶液。 C   +H 2 O   HC   +OH - HC   +H 2 O   H 2 CO 3 +OH - 所以 c (Na + )> c (C   )> c (OH - )> c (HC   )。 (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它的影响。如 相同浓度的a.NH 4 Cl、b.CH 3 COONH 4 、c.NH 4 HSO 4 三种物质的溶液中 c (N   )由大到小的顺序是c>a>b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素,如相同浓 知能拓展 度的NH 4 Cl和NH 3 ·H 2 O混合液中,因NH 3 ·H 2 O的电离程度大于N   的水解程 度,故离子浓度由大到小顺序为 c (N   )> c (Cl - )> c (OH - )> c (H + )。 2.电解质溶液中的离子之间的三种定量关系 (1)物料守恒 如纯碱溶液中 c (Na + )=2 c (C   ) 变化前 =2 c (C   )+2 c (HC   )+2 c (H 2 CO 3 )。 NaH 2 PO 4 溶液中 c (Na + )= c (H 2 P   ) 变化前 = c (H 2 P   )+ c (HP   )+ c (P   )+ c (H 3 PO 4 )。 (2)电荷守恒 如小苏打溶液中 c (Na + )+ c (H + )= c (HC   )+2 c (C   )+ c (OH - )。 Na 2 HPO 4 溶液中 c (Na + )+ c (H + )= c (H 2 P   )+2 c (HP   )+3 c (P   )+ c (OH - )。 注意　1 mol C   带有2 mol 负电荷,所以电荷浓度应等于2 c (C   ),同理, P   的电荷浓度等于3 c (P   )。 (3)质子守恒 现以Na 2 CO 3 和NaHCO 3 溶液为例,用以下图示帮助我们来理解质子守恒:   所以 c (OH - )= c (HC   )+2 c (H 2 CO 3 )+ c (H 3 O + ),即 c (OH - )= c (HC   )+2 c (H 2 CO 3 )+ c (H + );   所以 c (OH - )+ c (C   )= c (H 2 CO 3 )+ c (H + )。 另外,还可将盐溶液中的电荷守恒式和物料守恒式联立,通过代数运算推出 质子守恒式。 例    (2019河南南阳期末,13)用0.1 mol·L -1 的NaOH 溶液滴定40 mL 0.1 mol·L -1 H 2 SO 3 溶液,所得滴定曲线如下图所示 (忽略混合时溶液体积的变化)。 下列叙述不正确的是   (　　)   B.0.05 mol·L -1 NaHSO 3 溶液的pH=4.25 C.图中Y 点对应的溶液中:3 c (S   )= c (Na + )+ c (H + )- c (OH - ) D.图中Z 点对应的溶液中: c (Na + )> c (S   )> c (HS   )> c (OH - ) A.H 2 SO 3 的   =1 × 10 -2 解题导引　找图像中的关键点,注意滴定终点和反应终点的区别。 解析　A项,依据W点计算,其中 c (HS   ) ≈ c (H 2 SO 3 ),H 2 SO 3 的   =   =1 × 10 -2 ,A正确;B项,X点对应的溶液为0.05 mol·L -1 的NaHSO 3 溶液,pH=4.25,B正确;C项,图中Y点对应溶液中 c (S   )= c (HS   ),结合电荷 守恒:2 c (S   )+ c (HS   )+ c (OH - )= c (Na + )+ c (H + )得3 c (S   )= c (Na + )+ c (H + )- c (OH - ),C正确;D项,图中Z点对应的溶液中溶质为Na 2 SO 3 ,溶液中 c (OH - )> c (HS   ),D错误。 答案    D 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数是溶液中的三大常数,它们 均只与温度有关。电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增 大,因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。有关常数的计算,要紧 紧围绕它们只与温度有关,而不随溶液中离子浓度的变化而变化来进行。 如:CH 3 COONa、CH 3 COOH溶液中, K a 、 K h 、 K W 的关系是 K W = K a · K h 。 实践探究 例    (2019福建龙岩一模,13)已知:p K a =-lg K a 。25 ℃时,H 2 A的p   =1.85,p   =7.19。常温下,用0.1 mol·L -1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 mol·L -1 H 2 A溶液的 滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是   (　　)   A.a点溶液中: c (HA - )= c (H 2 A) B.b点溶液中:A 2- 水解平衡常数   =10 -6.81 C. V 0 =30 D.a、b、c、d四点中,d点溶液中水的电离程度最大 解析　A项,H 2 A的p   =1.85,则   =   =10 -1.85 ,而a点pH=1.85,溶液 中 c (H + )=10 -1.85 mol·L -1 ,则 c (HA - )= c (H 2 A),故A正确。B项,根据A 2- +H 2 O   HA - +OH - 可知,A 2- 水解平衡常数   =   =   =   =10 -6.81 ,故B正 确。C项,H 2 A的二级电离平衡常数   =   =10 -7.19 ,c点溶液的pH= 7.19,溶液中 c (H + )=10 -7.19 mol·L -1 ,则溶液中 c (A 2- )= c (HA - ); V 0 =30 时,反应后溶液 为等物质的量浓度的NaHA和Na 2 A溶液,由于A 2- 水解平衡常数   =10 -6.81 >   =10 -7.19 ,则 c (A 2- )< c (HA - ),故C错误。D项,a、b、c、d点溶液中溶质分别为 NaHA和H 2 A、NaHA、NaHA和Na 2 A、Na 2 A,且Na 2 A水解程度大于NaHA, 所以水电离程度:d>c>b>a,故D正确。 答案    C 题目价值　电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数是高考中的热 点,常用来判断弱酸酸式盐的酸碱性以及弱酸弱碱盐的酸碱性。