山东版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 23页

考点 清单 考点一　盐类水解 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① 　弱电解质     ——弱酸或弱碱。盐与水发 生的这种作用叫做盐类的水解。 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② 　促进     水的电 离。 二、盐类水解的影响因素 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 , 溶液酸性越强。 (2) 弱酸越弱 , 其阴离子的水解程度就越大 , 溶液碱性越强。 2. 外因 (1) 温度 : 升高温度 , 水解平衡③     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④ 　减小     , 水解产生的 离子浓度⑤ 　增大     ; 加水稀释 , 水解平衡正向移动 , 水解程度⑥ 　增大     , 但水解产生的离子浓度⑦ 　减小     。 b.增大 c (H + ),促进强碱弱酸盐的水解,⑧ 　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 (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⑨ 　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 , 如同浓度的 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:⑩ 　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   H2CO3+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。 五、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+ 、Fe 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,如浓缩FeCl 3 、AlCl 3 溶液,蒸干得对 应的氢氧化物,灼烧得对应的金属氧化物。 6.保存某些盐溶液时,要考虑盐的水解,如FeCl 3 溶液中加少量   　盐酸     来 抑制水解,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。 考点二　沉淀溶解平衡及其应用 一、沉淀溶解平衡 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② 　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 ③ 　<     K sp 时,溶液不饱和,无沉淀析出; 当 Q c ④ 　=     K sp 时,沉淀与溶解处于平衡状态; 当 Q c ⑤ 　>     K sp 时,有沉淀析出,直至达到平衡。 二、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)沉淀,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⑥ 　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。这些金属硫化物只能溶于氧化性酸(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)。 知能拓展 溶液中离子浓度大小的比较及其定量关系 1.离子浓度大小比较的方法 (1)考虑水解因素。如Na 2 CO 3 溶液中存在: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 度的NH 4 Cl和氨水混合液中,因NH 3 ·H 2 O的电离>N   的水解,故离子浓度顺 序为 c (N   )> c (Cl - )> c (OH - )> c (H + )。 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 + )=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)电荷数守恒关系(即电荷守恒) 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)水电离的离子数守恒关系(即质子守恒) 如纯碱溶液中 c (H + ) 水 = c (OH - ) 水 , c (H + ) 水 = c (HC   )+2 c (H 2 CO 3 )+ c (H + ),所以 c (OH - ) 水 = c (HC   )+2 c (H 2 CO 3 )+ c (H + )。 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    (2015安徽理综,13,6分)25 ℃时,在10 mL浓度均为0.1 mol·L -1 的NaOH和NH 3 ·H 2 O混合溶液中滴加0.1 mol·L -1 盐酸,下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是   (　　) A.未加盐酸时: c (OH - )> c (Na + )= c (NH 3 ·H 2 O) B.加入10 mL盐酸时: c (N   )+ c (H + )= c (OH - ) C.加入盐酸至溶液pH=7时: c (Cl - )= c (Na + ) D.加入20 mL盐酸时: c (Cl - )= c (N   )+ c (Na + ) 解题导引　向10 mL浓度均为0.1 mol·L -1 的NaOH和NH 3 ·H 2 O混合溶液中加 入0.1 mol·L -1 盐酸,溶液中一定存在电荷守恒关系: c (Na + )+ c (H + )+ c (N   )= c (Cl - )+ c (OH - )。 解析　NH 3 ·H 2 O发生微弱电离,溶液中 c (OH - )> c (Na + )> c (NH 3 ·H 2 O),A项不正 确;加入10 mL 0.1 mol·L -1 盐酸时,混合溶液中: c (Na + )= c (Cl - ),结合电荷守恒: c (Na + )+ c (H + )+ c (N   )= c (OH - )+ c (Cl - )知,B项正确;溶液pH=7时, c (H + )= c (OH - ), 结合电荷守恒可知 c (Na + )+ c (N   )= c (Cl - ),C项不正确;加入20 mL盐酸时溶 液中溶质为NaCl和NH 4 Cl,溶液显酸性: c (H + )> c (OH - ),结合电荷守恒可知: c (Na + )+ c (N   )< c (Cl - ),D项不正确。 答案    B 实践探究 1.用滴定图像来展示难溶电解质的溶解平衡。考查滴定的迁移应用和滴 定图像的解读、分析。 例1    (2018课标Ⅲ,12,6分)用0.100 mol·L -1 AgNO 3 滴定50.0 mL 0.050 0 mol· L -1 Cl - 溶液的滴定曲线如图所示。下列有关描述错误的是   (　　) A.根据曲线数据计算可知 K sp (AgCl)的数量级为10 -10 B.曲线上各点的溶液满足关系式 c (Ag + )· c (Cl - )= K sp (AgCl) C.相同实验条件下,若改为0.040 0 mol·L -1 Cl - ,反应终点c移到a D.相同实验条件下,若改为0.050 0 mol·L -1 Br - ,反应终点c向b方向移动 解析　A项,根据滴定曲线知,当加入25 mL AgNO 3 溶液时达到反应终点,此 时 c (Cl - ) ≈ 1 × 10 -5 mol·L -1 ,Ag + 沉淀完全,则 c (Ag + )=1 × 10 -5 mol·L -1 ,故 K sp (AgCl)= c (Ag + )· c (Cl - ),数量级为10 -10 ,正确;B项,由溶度积常数的定义知,曲线上各点满 足 K sp (AgCl)= c (Ag + )· c (Cl - ),正确;C项,相同条件下,若改为0.040 0 mol·L -1 Cl - , 达到反应终点时 c (Cl - )不变,消耗 V (AgNO 3 )=20 mL,错误;D项,相同条件下, 若改为0.050 0 mol·L -1 Br - ,由于 K sp (AgBr)< K sp (AgCl),达到反应终点时 c (Br - )< c (Cl - ),消耗 n (AgNO 3 )不变,反应终点c向b方向移动,正确。 答案    C 题目价值    本题虽然选择了一个学生不太熟悉的滴定过程——沉淀滴定, 但是其内在原理和酸碱中和滴定是一样的。这种滴定的理论终点都应该 是恰好反应的点,酸碱中和滴定是酸碱恰好中和,沉淀滴定就是恰好沉淀, 这样就能判断溶液发生改变的时候,滴定终点如何变化了。 2.盐类水解与氧化还原反应结合的特殊应用。 例2    (2018北京理综,11,6分)测定0.1 mol·L -1 Na 2 SO 3 溶液先升温再降温过 程中的pH,数据如下。 　　实验过程中,取①④时刻的溶液,加入盐酸酸化的BaCl 2 溶液做对比实 验,④产生白色沉淀多。 下列说法不正确的是   (　　) A.Na 2 SO 3 溶液中存在水解平衡:S   +H 2 O   HS   +OH - B.④的pH与①不同,是由于S   浓度减小造成的 C.①→③的过程中,温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致 D.①与④的 K W 值相等 时刻 ① ② ③ ④ 温度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 解析　①→③过程中Na 2 SO 3 不断转化为Na 2 SO 4 ,S   浓度逐渐减小,使水解 平衡向逆反应方向移动,而升高温度使水解平衡向正反应方向移动,故C不 正确。 答案    C 题目价值　考查水解方程式的书写、水的离子积影响因素、盐类水解的 影响因素等知识,考查了学生对题干信息的加工整合应用能力。