湖南版2021高考化学一轮复习专题10盐类水解和难溶电解质的溶解平衡课件

湖南版2021高考化学一轮复习专题10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 一、盐类水解原理   考点 清单 二、盐类水解的影响因素 1.内因:盐本身的性质 (1)盐对应的碱的碱性越弱,其阳离子的水解程度就越⑩ 　大     ,对应盐溶 液的酸性越   　强     。 (2)盐对应的酸的酸性越弱,其阴离子的水解程度就越   　大     ,对应盐溶 液的碱性越   　强     。 2.外因: 因素 移动方向 水解程度 水解产生离子的 浓度 温度 升高 右移 增大 增大 浓度 增大 右移 减小 增大 减小(即稀释) 右移 增大 减小 外加 酸或碱 酸 弱碱阳离子的水解程度减小 碱 弱酸根离子的水解程度减小 三、盐类水解的规律 有弱才水解,无弱不水解;谁弱谁水解,谁强显谁性,同强显中性;越弱越水 解,越热越水解,越稀越水解。 1.组成盐的弱碱阳离子(M x + )水解使溶液显   　酸     性;组成盐的弱酸阴离 子(A y - )水解使溶液显   　碱     性。 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.多元弱酸根的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、酸式盐溶液酸碱性的判断 酸式盐的水溶液显什么性,要看该盐的组成粒子的实际表现。 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:NaH- SO 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。 五、水解方程式的书写 1.一般来说,盐类水解的程度不大,应该用可逆号“   ”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+ 水 解:Cu 2+ +2H 2 O   Cu(OH) 2 +2H + ;N   水解: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。 如:Fe 3+ +3HC     Fe(OH) 3 ↓+3CO 2 ↑;2Al 3+ +3S 2- +6H 2 O   2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S↑ 考点二　难溶电解质的溶解平衡 基础知识 一、溶解平衡 1.难溶电解质的溶解平衡 溶质溶解的过程是一个可逆过程:固体溶质   溶液中的溶质 难溶电解质的溶解平衡的特点:逆、等、动、定、变 (平衡移动原理)。 2.难溶电解质的溶解平衡的影响因素 (1)内因:难溶物质本身的性质是主要决定因素。 (2)外因: ①浓度:加水稀释,平衡向溶解方向移动,但 K sp 不变。 ②温度:升温时,多数平衡向沉淀溶解的方向移动,少数平衡向沉淀生成的 方向移动,如Ca(OH) 2 的溶解平衡,升高温度,平衡向析出Ca(OH) 2 的方向移 动,即溶解度减小。 ③同离子效应:向平衡体系中加入难溶物质溶解时产生的离子,平衡逆向移 动。 ④其他:向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶的物质或 更难电离的物质或气体的离子时,平衡向溶解方向移动。 二、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。 2.表达式:对于溶解平衡M m A n (s)   m M n + (aq)+ n A m - (aq)     K sp =[ c (M n + )] m ·[ c (A m - )] n 3.意义:溶度积( K sp )反映了物质在水中的溶解能力。 4.影响因素:溶度积常数只与难溶性电解质的性质和温度有关,而与沉淀的 量和溶液中离子的浓度无关。 5.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 ④ 　<     K sp 时,溶液不饱和,无沉淀析出; 当 Q c ⑤ 　=     K sp 时,沉淀与溶解处于平衡状态; 当 Q c ⑥ 　>     K sp 时,有沉淀析出,直至达到平衡。 三、难溶电解质的溶解平衡的应用 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,就完全除去。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,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)。 守恒观　粒子浓度大小的比较及电解质溶液中粒子之间的定量关系 　　电解质溶液中的粒子之间存在着三种守恒关系,在处理粒子浓度大小 比较及电解质溶液中粒子之间的定量关系时,要学会建立守恒模型、认知 模型,灵活运用模型,化繁为简。 1.粒子浓度大小比较的思路分析 知能拓展   2.电解质溶液中的三种定量关系 (1)电荷守恒 溶液中阳离子所带的正电荷总浓度等于阴离子所带的负电荷总浓度。 如NaHCO 3 溶液中 c (Na + )+ c (H + )= c (HC   )+2 c (C   )+ c (OH - )。 注:1 mol C   带有2 mol 负电荷,所以它的电荷浓度应等于2 c (C   )。 (2)物料守恒 在电解质溶液中,粒子的种类可能发生变化,但变化前后元素的原子个数守 恒。 如0.1 mol·L -1 Na 2 CO 3 溶液中 c (Na + )=2 c 未变化 (C   )=2 c (C   )+2 c (HC   )+ 2 c (H 2 CO 3 )=0.2 mol·L -1 。 (3)质子守恒 在电解质溶液中,由于电离、水解等的发生,往往存在质子(H + )的得失,但得 到的质子数等于失去的质子数。 如NaHCO 3 溶液中:   c (H 2 CO 3 )+ c (H + )= c (C   )+ c (OH - ) 质子守恒关系比较抽象,可以由电荷守恒和物料守恒两种关系导出。 例1(2019湖北八校二联,12)常温下,下列溶液中的微粒浓度关系不正确的 是   (　　) A.pH=8.3的某酸式盐NaHB的水溶液中: c (Na + )> c (HB - )> c (H 2 B)> c (B 2- ) B.等物质的量浓度的Na 2 S和NaHS溶液中: c (Na + )=2 c (S 2- )+ c (HS - ) C.NH 4 HSO 4 溶液中滴加NaOH溶液至恰好呈中性: c (Na + )> c (S   )> c (N   )> c (OH - )= c (H + ) D.0.1 mol/L NaH 2 PO 4 溶液中: c (Na + )= c (P   )+ c (HP   )+ c (H 2 P   )+ c (H 3 PO 4 ) 解题导引　确定溶液中粒子浓度大小关系时,首先确定溶液的组成,分析溶 液中存在的平衡,分清主次(如A项HB - 的水解程度大于电离程度),注意弱 酸、弱碱的电离和盐的水解程度是微弱的,巧用电荷守恒、物料守恒和质 子守恒(质子守恒可由电荷守恒和物料守恒推出)。 解析　A项,NaHB溶液的pH=8.3,说明HB - 的水解程度大于电离程度,溶液 中粒子浓度由大到小的顺序为 c (Na + )> c (HB - )> c (H 2 B)> c (B 2- ),A项正确。B 项,等物质的量浓度的Na 2 S和NaHS溶液中的电荷守恒式为 c (Na + )+ c (H + )= c (OH - )+ c (HS - )+2 c (S 2- ),由于溶液呈碱性, c (OH - )> c (H + ),故 c (Na + )> c (HS - )+2 c (S 2- ), B项错误。C项,若NH 4 HSO 4 与NaOH以物质的量之比1∶1混合,发生的反 应为2NH 4 HSO 4 +2NaOH   (NH 4 ) 2 SO 4 +Na 2 SO 4 +2H 2 O,所得溶液呈酸性;若 NH 4 HSO 4 与NaOH以物质的量之比1∶2混合,发生的反应为NH 4 HSO 4 + 2NaOH   Na 2 SO 4 +NH 3 ·H 2 O+H 2 O,所得溶液呈碱性,NH 4 HSO 4 溶液中滴加 NaOH溶液至呈中性,则1∶2< n (NH 4 HSO 4 )∶ n (NaOH)<1∶1,溶液由Na 2 SO 4 、(NH 4 ) 2 SO 4 和NH 3 ·H 2 O混合而成,溶液中粒子浓度由大到小的顺序为 c (Na + ) > c (S   )> c (N   )> c (OH - )= c (H + ),C项正确。D项,根据物料守恒有 c (Na + )= c (H 2 P   )+ c (HP   )+ c (P   )+ c (H 3 PO 4 ),D项正确。 答案    B 应用观 　 盐类水解原理在生产、生活中的应用 　　构建盐类水解的理论模型,树立将理论模型应用于生产、生活的意识, 根据实际条件并运用理论模型和实验方法,解决生产、生活中一些实际的 问题。 1.判断盐溶液的酸碱性 如FeCl 3 溶液显酸性,原因是Fe 3+ +3H 2 O   Fe(OH) 3 +3H + 。 2.配制或贮存易水解的盐溶液,要考虑盐类水解 如:配制CuSO 4 溶液时,加入少量H 2 SO 4 ,抑制Cu 2+ 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。 3.胶体的制取 制取Fe(OH) 3 胶体: Fe 3+ +3H 2 O   Fe(OH) 3 (胶体)+3H + 。 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:Mg + 2NH 4 Cl   MgCl 2 +2NH 3 ↑+ H 2 ↑。 5.泡沫灭火器工作原理 主要成分为NaHCO 3 与Al 2 (SO 4 ) 3 ,发生反应:Al 3+ + 3HC     Al(OH) 3 ↓+3 CO 2 ↑。 6.净水原理 如:明矾可作净水剂,原理为Al 3+ + 3H 2 O   Al(OH) 3 (胶体) + 3H + 。 7.化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用,防止肥效下降。 8.水解除杂原理 根据盐的水解程度不同,通过调节溶液pH使部分离子转化为沉淀而除去。 如CuSO 4 溶液中含Fe 3+ ,向溶液中加入CuCO 3 [或CuO、Cu(OH) 2 等]调节溶液 的pH生成Fe(OH) 3 沉淀而除去Fe 3+ 。 9.判断溶液中离子能否大量共存,考虑盐类水解 (1)Al 3+ 与HC   、C   、Al   、Si   、HS - 、S 2- 、ClO - (2)Fe 3+ 与HC   、C   、Al   、Si   、ClO - (3)N   与Si   、Al   10.纯碱溶液去油污,越热去污能力越强 原因是C   +H 2 O   HC   +OH - ,加热促进C   的水解。 11.判断酸的酸碱性 若NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10,则酸性:HX>HY>HZ。反 应MA+H 2 O   HA+MOH的水解平衡常数 K h =   。水解平衡 常数与电离平衡常数的关系为 K h =   或 K h =   ,若水解平衡常数越大,则 电离平衡常数越小,对应的酸(或碱)的酸性(或碱性)越弱。 12.将某些盐溶液蒸干时,考虑水解 盐溶液蒸干灼烧时所得产物的几种判断类型: (1)盐溶液水解生成难挥发性酸时,蒸干后一般得原物质,如CuSO 4 (aq)   CuSO 4 (s);盐溶液水解生成易挥发性酸时,蒸干灼烧后一般得对应的氧化物, 如AlCl 3 (aq)   Al(OH) 3   Al 2 O 3 。 (2)酸根阴离子易水解的强碱盐,如Na 2 CO 3 溶液等蒸干后可得到原物质。 (3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO 3 ) 2 、NaHCO 3 、KMnO 4 固体受热易分 解,因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO 3 ) 2   CaCO 3 (CaO);NaHCO 3   Na 2 CO 3 ;KMnO 4   K 2 MnO 4 +MnO 2 。 (4)还原性盐在蒸干时会被空气中O 2 氧化,例如:Na 2 SO 3 (aq)   Na 2 SO 4 (s)。 例2(2018浙江“七彩阳光”联盟联考,8)下列盐类水解的应用不正确的是   (　　) A.实验室配制氯化铁溶液时,滴入少量稀硫酸抑制水解 B.为使纯碱溶液的去油污效果更好,可以使用热的纯碱溶液 C.明矾可用于净水,是由于溶于水后产生的Al(OH) 3 胶体具有吸附作用 D.铵态氮肥不能和草木灰混合施用,是由于N   与C   互相促进水解,肥效 下降 解题导引　解决盐类水解在生产、生活中的问题时,要抓住问题的本质,从 原理入手。如配制含Fe 3+ 的溶液,需要使用酸抑制Fe 3+ 的水解,但又不能引 入杂质;水解反应为吸热反应,加热后水解程度大,加热纯碱溶液,溶液的碱 性增强,碱性越强去油污效果越好。 解析　滴入稀硫酸会引入S   ,A不正确;加热会使C   水解程度增大,溶液 碱性增强,使纯碱溶液的去油污效果更好,B正确;明矾的化学式为KAl(SO 4 ) 2 ·12H 2 O,其溶于水后电离出Al 3+ ,Al 3+ 水解会产生具有吸附作用的Al(OH) 3 胶 体,故明矾可用于净水,C正确;铵态氮肥中含有N   ,草木灰中含有C   ,N   与C   互相促进水解,使肥效下降,D正确。 答案    A 利用图像题呈现盐类水解原理及其应用时,通过“单曲线”“双曲线” “多曲线”图像考查离子浓度的大小比较,反应过程中溶液粒子种类的变 化。根据溶液中多粒子的环境、粒子之间的反应综合分析判断,解决实际 问题。 实践探究 例题(2018山西一模,13)柠檬酸(用H 3 R表示)是一种高效除垢剂,现用一定浓 度的柠檬酸溶液去除水垢,溶液中H 3 R、H 2 R - 、HR 2- 、R 3- 的含量随pH的变 化曲线如图所示。下列说法中正确的是   (　　)   A.H 3 R的第二步电离常数   (H 3 R)的数量级为10 -4 B.pH=6时, c (R 3- )= c (HR 2- )> c (H + )> c (OH - ) C.Na 2 HR溶液中HR 2- 的水解程度大于电离程度 D.pH=4时, c (H + )= c (H 2 R - )+2 c (HR 2- )+ c (OH - ) 解题导引　多元弱酸先进行第一步电离,然后进行第二步、第三步电离,通 过分析柠檬酸在不同pH情况的电离程度,直接读图,分析出a、b、c、d分 别代表的粒子,紧扣各曲线的交点或指定点进行分析。 解析　根据题图可知,随pH的增大,H 3 R、H 2 R - 、HR 2- 、R 3- 在图像中对应的 曲线分别为a、b、c、d,H 3 R的第二步电离平衡常数   (H 3 R)=   ,当 c (HR 2- )= c (H 2 R - )时,pH约为4.8, c (H + )=10 -4.8 mol·L -1 ,   的数量 级为10 -5 ,A项错误;由图可知,pH=6时, c (R 3- )= c (HR 2- )> c (H + )> c (OH - ),B项正确; HR 2- 大量存在的溶液pH约为5,溶液呈酸性,所以Na 2 HR溶液中HR 2- 的水解 程度小于电离程度,C项错误;pH=4时,溶液中的阳离子除H + 外,还有Ca 2+ 、 Mg 2+ 等,不符合电荷守恒,D项错误。 答案    B 题目价值　以生活常识“柠檬酸除水垢”为情境,将粒子种类变化和浓度 变化用图像直观地表示出来,体现了运用化学反应原理解决实际问题。