专题九　盐类水解和难溶电解质的溶解平衡（讲解部分）-精品文档资料整理.pptx

《专题九　盐类水解和难溶电解质的溶解平衡（讲解部分）-精品文档资料整理.pptx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《专题九　盐类水解和难溶电解质的溶解平衡（讲解部分）-精品文档资料整理.pptx（27页珍藏版）》请在淘文阁 - 分享文档赚钱的网站上搜索。

1、栏目索引专题九盐类水解和难溶电解质的溶解平衡高考化学高考化学栏目索引考点一盐类水解原理及其应用考点一盐类水解原理及其应用考点清单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H+或OH-生成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。栏目索引二、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大,对应盐溶液的酸性越

2、强。(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越大,对应盐溶液的碱性越强。栏目索引2.外因(1)温度:升高温度,水解平衡正向移动,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。栏目索引三、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(Mx+)能水解,使溶液显酸性;组成盐的弱酸阴离子(Ay-)能水解,使溶液显碱性。

3、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:Cu2+2H2OCu(OH)2+2H+2-3O-3O2-3O栏目索引N+H2ONH3H2O+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Na2CO3的水解反应为:C+H2OHC+OH-HC+H2OH2CO3+OH-3.相互促进的水解反应方程式的书写步骤(1)先写出

4、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。4H2-3O-3O-3O栏目索引核心精讲一、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Al3+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NH4Cl溶液中,AlCl3与Na2S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FeCl3、AlCl3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

5、,如向FeCl3溶液中加少量盐酸来抑制Fe3+水解,保存Na2CO3等碱性盐溶液的试剂瓶不能用玻璃塞,保存NH4F溶液-3O2-3O-2O栏目索引不能用玻璃瓶。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:Fe3+3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。9.泡沫灭火器工作原理:Al3+3HCAl(OH)3+3CO2。10.纯碱溶液越热去污能力越强:C+H2OHC+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

6、一定显酸性。如NaHSO4溶液:NaHSO4Na+H+S。-3O2-3O-3O2-4O栏目索引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NaHCO3溶液中HCH+C(次要)、HC+H2OH2CO3+OH-(主要),使溶液中c(OH-)c(H+),溶液呈碱性;NaHS溶液、Na2HPO4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NaHSO3溶液中HSH+S(主要)、HS+H2OH2SO3+OH-(次要),使溶液中c(H+)c(OH-),溶液显酸性;NaH2PO4溶液亦显酸性。-3O2-3O-

7、3O-3O2-3O-3O栏目索引考点二沉淀溶解平衡及其应用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AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=c(An+)mc(Bm-)n。与其他平衡常数一样,Ksp的大小只受温度的影响。vvvvvv溶解结晶溶解结晶溶解结晶固体溶解溶解平衡析出晶体栏目索引(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Qc(离子积

8、)。当QcKsp时,有沉淀析出,直至达到平衡。栏目索引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QcKsp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Na2S、H2S等作沉淀剂,使某些金属离子(如Cu2+、Hg2+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。栏目索引注意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Mg2+,可使用NaOH等使之转化为溶解度较小的Mg(OH)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

9、的离子浓度小于110-5molL-1时,沉淀就达完全。由Ksp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Qcc(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.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种物质的溶液中c(N)由大到小的顺序是cab。(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2-3O-3O-3O2-3O-3O4H知能拓展知能拓展栏目索引度的NH4Cl和NH3H2O混合液中,因NH3H2O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

10、(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+)=2c(C)变化前=2c(C)+2c(HC)+2c(H2CO3)。NaH2PO4溶液中c(Na+)=c(H2P)变化前=c(H2P)+c(HP)+c(P)+c(H3PO4)。(2)电荷守恒如小苏打溶液中c(Na+)+c(H+)=c(HC)+2c(C)+c(OH-)。Na2HPO4溶液中c(Na+)+c(H+)=c(H2P)+2c(HP)+3c(P)+c(OH-)。注意1molC带有2mol负电荷,所以电荷浓度应等于2c(C),同理,P的电荷浓度等于3c(P)。4H4H2-3O

11、2-3O-3O-4O-4O2-4O3-4O-3O2-3O-4O2-4O3-4O2-3O2-3O3-4O3-4O栏目索引(3)质子守恒现以Na2CO3和NaHCO3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)+2c(H2CO3)+c(H3O+),即c(OH-)=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+);所以c(OH-)+c(C)=c(H2CO3)+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-3O-3O2-3O质子守恒式。栏目索引例(2019河南南阳期末,13)用0.1molL-1的NaOH溶液滴定40mL0.1molL-1H2SO

12、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()栏目索引B.0.05molL-1NaHSO3溶液的pH=4.25C.图中Y点对应的溶液中:3c(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-)2-3O2-3O-3OA.H2SO3的 =110-21aK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。栏目索引解析A项,依据W点计算,其中c(HS)c(H2SO3),H2SO3的=110-2,A正确;B项,X点对应的溶液为0.05molL-1的NaHSO3溶液,pH=4.25,B正确;C项,图中Y

13、点对应溶液中c(S)=c(HS),结合电荷守恒:2c(S)+c(HS)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)得3c(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Na2SO3,溶液中c(OH-)c(HS),D错误。-3O1aK-323(H )(HSO )(HO )cccS2-3O-3O2-3O-3O2-3O-3O答案D栏目索引电离平衡常数、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

14、子浓度的变化而变化来进行。如:CH3COONa、CH3COOH溶液中,Ka、Kh、KW的关系是KW=KaKh。实践探究实践探究栏目索引例(2019福建龙岩一模,13)已知:pKa=-lgKa。25时,H2A的p=1.85,p=7.19。常温下,用0.1molL-1NaOH溶液滴定20mL0.1molL-1H2A溶液的滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是()1aK2aK栏目索引A.a点溶液中:c(HA-)=c(H2A)B.b点溶液中:A2-水解平衡常数 =10-6.81C.V0=30D.a、b、c、d四点中,d点溶液中水的电离程度最大1hK栏目索引解析A项,H2A的p=1.85,则=10-1.8

15、5,而a点pH=1.85,溶液中c(H+)=10-1.85molL-1,则c(HA-)=c(H2A),故A正确。B项,根据A2-+H2OHA-+OH-可知,A2-水解平衡常数=10-6.81,故B正确。C项,H2A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+)=10-7.19molL-1,则溶液中c(A2-)=c(HA-);V0=30时,反应后溶液为等物质的量浓度的NaHA和Na2A溶液,由于A2-水解平衡常数=10-6.81=10-7.19,则c(A2-)cba,故D正确。1aK1aK-2(H )(HA )(H)cccA1hK-2-(HA )(OH )(A )ccc2WaKK-14-7.1910102aK2-(H )(A )(HA )ccc1hK2aK答案C栏目索引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。