高考第一轮复习——盐类的水解难溶电解质的溶解平衡学案含答案 6页

年 级 高三 学 科 化学 版 本 苏教版 内容标题 高三第一轮复习：盐类的水解、难溶电解质的溶解平衡 ‎【本讲教育信息】‎ 一. 教学内容：‎ 盐类的水解、难溶电解质的溶解平衡 二. 教学目标 了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素；‎ 认识盐类水解在生产、生活中的应用；‎ 了解难溶电解质的沉淀溶解平衡 三. 教学重点、难点 盐类的水解原理；水溶液中离子浓度的大小关系。‎ ‎［教学过程］‎ 一、盐类的水解：在溶液中，盐电离出来的弱酸阴离子或弱碱阳离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。‎ ‎1、盐类水解的实质：‎ 组成盐的弱碱阳离子（用M+表示）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（用R－表示）能水解显碱性。‎ M++H2OMOH+H+显酸性；R－+H2O HR+OH－显碱性 盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆反应，也是水溶液中存在的一种重要的化学平衡过程。在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH－生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使溶液显示不同程度酸性、碱性或中性。‎ ‎2、各类盐水解的比较 盐类 举例 能否水解 对水的电离平衡的影响 c(H+)与c(OH－)比较 酸碱性 强碱弱酸盐 CH3COONa Na2CO3、Na2S 能 促进 c(H+)＜c(OH－)‎ 碱 强酸弱碱盐 NH4Cl Al2(SO4)3‎ 能 促进 c(H+)＞c(OH－)‎ 酸 强酸强碱盐 NaCl K2SO4‎ 否 无影响 c(H+)=c(OH－)‎ 中 ‎3、盐类的水解规律：有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。‎ ‎⑴强酸强碱盐：不水解，水溶液呈中性，如：NaCl、KNO3等 ‎⑵强碱弱酸盐：能水解，水溶液呈碱性，如：Na2S、Na2CO3等 ‎⑶强酸弱碱盐：能水解，水溶液呈酸性，如：NH4NO3等 ‎⑷弱酸弱碱盐：能水解，谁强显谁性，如NH4Ac显中性、(NH4)2S显碱性；若水解时可生成沉淀和气体，则可水解完全，如：Al2S3、Mg3N2等 ‎⑸酸式盐的水解：‎ 溶液的酸碱性决定于阴离子是以水解为主要过程还是以电离为主要过程。‎ ‎①阴离子是强酸根，如NaHSO4不水解：NaHSO4 =Na++H++SO42－本身电离出H+，呈酸性。‎ ‎②阴离子以电离为主：如H2PO4－、HSO3－‎ 如：NaH2PO4=Na++H2PO4－，则有：H2PO4－H++HPO42－（主要，大）呈酸性；‎ H2PO4－+H2OH3PO4+OH－（次要，小）‎ ‎③阴离子以水解为主：HCO3－、HS－、HPO42－‎ HCO3－+H2OH2CO3+OH－(主要，大)呈碱性；HCO3－H++CO32－（次要，小）‎ ‎4、影响水解的因素：‎ ‎（1）内因：盐本身的性质，“越弱越水解”。‎ ‎（2）外因：‎ ‎①温度：升高温度促进水解 ‎②浓度：加水稀释，水解程度增大 ‎③溶液的pH改变水解平衡中某种离子的浓度时，水解就向着能够减弱这种改变的方向移动。‎ ‎ 5、盐类水解的应用 ‎（1）利用硫酸铝、碳酸氢钠水解原理，制泡沫灭火器；‎ ‎（2）配制溶液时抑制水解：（浓度的影响）以FeCl3、CuSO4为例加以说明；‎ ‎（3）热碱溶液去油污（温度对盐类水解的影响）；‎ ‎（4）判断溶液的酸碱性或弱电解质的相对强弱；‎ ‎（5）化肥的合理使用；‎ ‎（6）某些盐的制备：如Al2S3、Mg3N2等 ‎（7）比较溶液中离子浓度的大小；‎ ‎ 6、盐溶液中离子浓度大小的比较 电解质溶液中离子浓度大小的比较，涉及到的知识点有电解质电离、弱电解质电离平衡、盐类的水解、离子间的相互作用等。在比较溶液中离子浓度大小时，应根据不同的类型进行分析、解答。同时还经常用到电解质溶液中的两个重要的平衡关系——“电荷守恒”和“物料平衡”。‎ ‎“电荷守恒”：电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数。 原理：电解质溶液不显电性。所以“正电荷总数”=“负电荷总数”‎ ‎“物料平衡”：某一分子或离子的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和 说明：‎ ‎①盐类水解使水的电离平衡发生了移动（促进），并使溶液显酸性或碱性。‎ ‎②盐类水解是可逆反应，离子方程式用“”符号；‎ ‎③多元弱酸盐的水解是分步进行的，以第一步水解为主。多元弱碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步。‎ ‎④一般盐类水解的程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀或气体，也不发生分解，在书写离子方程式时，一般不标“↑”或“↓”，也不把生成物如“H2CO3、NH3·H2O”写成其分解产物的形式；某些能够相互促进的盐类水解时，可生成沉淀和气体，使水解反应进行完全，此时，书写水解方程式时用“=”连接，产物中要标明“↑”或“↓”。‎ ‎⑤某些盐水解时可生成挥发性酸（如弱碱的无氧酸盐），加热时有利于水解的进行，得不到无水晶体。因此欲制取这类盐的无水晶体，则必须在相应的酸的氛围中蒸发结晶；也有一类盐水解时生成含氧酸（如弱碱的硫酸盐），由于加热时硫酸仍然在水溶液中，水解产物还与硫酸作用生成相应的硫酸盐，实际上只是蒸发水，故可得无水晶体。如：AlCl3溶液加热蒸干后灼烧，最后产物为Al2O3，而硫酸铝溶液加热蒸发至干后得到的仍是硫酸铝晶体。‎ ‎【典型例题】‎ 例1. 相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①CH3COONa②NaHSO4③NaCl ‎④C6H5-ONa，按pH值由大到小的顺序排列，正确的是： ‎ A. ④>①>③>② B. ①>④>③>② ‎ C. ①>②>③>④ D. ④>③>①>②‎ 解析：此题是分析四种钠盐的酸碱性，对于NaHSO4是酸式强酸强碱盐，虽不水解，但在水中电离后，使溶液显酸性。NaHSO4Na++H++SO42－故NaHSO4相当于一价一元强酸。NaCl是强酸强碱盐，不水解，溶液显中性。对于CH3COONa与，它们均为强碱弱酸盐，水解后溶液显碱性，由于CH3COOH的酸性强于的酸性，故溶液的碱性强于CH3COONa溶液的碱性。所以，四种溶液pH值由大到小的顺序是④>①>③>②，答案应选A。‎ 答案：A 例2. 欲使0.1mol/LK2CO3溶液中c(K+)=，应采取的措施是 A. 加少量盐酸 B. 加适量KOH ‎ C. 加适量水 D. 加适量NaOH 解析：题中提供的A，提供H+，C加适量水均促进水解故不是正确选项；B、D中提供OH－离子，但B提供KOH，又增加了K+离子而不符合题意，故只有采取加入适量NaOH的方法，才可使溶液中c(K+)=2c(CO32－)。故答案应选D。‎ 答案：D 例3. 能够说明氨水是弱碱的事实是：‎ A. 氨水具有挥发性 ‎ B. 1mol/L氨水溶液的pH=10‎ C. 1mol/LNH4Cl溶液的pH=5‎ D. 氨水与AlCl3溶液反应生成Al(OH)3沉淀 解析：弱电解质的电离，可以从两个方面认识，一是正面看，二是从它的盐溶液分析它的离子的水解情况。正面看，B项，pH=10，说明c(OH－)=10-4mol/L，而氨水的浓度为1mol/L，说明大部分未电离,属于弱电解质；从侧面看，C项，pH=5，说明溶液显酸性，知道Cl－不水解，只有NH4+水解所致，说明该碱是弱碱；而A和D是氨水的性质，与电解质的相对强弱无关，答案为BC 答案：BC 例4. 在25℃时，浓度1mol/L的（NH4）2SO4、（NH4）2CO3、（NH4）2Fe（SO4）2的溶液中，测得其c(NH4 +)分别为a、b、c（单位为mol/L）。下列判断正确的是 A. a=b=c B. a>b>c C. a>c>b D. c>a>b 解析：由于溶液中均有NH4+，即均存在水解平衡：NH4++H2ONH3·H2O+H+对于（NH4）2CO3，因CO32－+H+HCO3－，使上述平衡向右移动，促进NH4+的水解，则c(NH4 +)偏小；对于（NH4）2Fe(SO4)2，Fe2++2H2OFe(OH)2+2H+,c(H+)增大，抑制NH4+的水解，则c(NH4 +)偏大；（NH4）2SO4溶液中，NH4+的水解既没有抑制，也没有促进，处于中间位置。故答案为D。‎ 答案：D 例5. 在Na2S溶液中下列关系不正确的是 A. c(Na+)=‎2c(HS－)+‎2c(S2－)+c（H2S）‎ B. c(Na+)+c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+‎2c(S2－)‎ C. c(Na+)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)‎ D. c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c（H2S）‎ 解析：Na2S溶液中存在下列平衡：Na2S=2Na++S2－；H2OH++OH－；S2－+H2OHS－+OH－；HS－+H2OH2S+OH－。则 ‎①根据电荷守恒溶液呈中性：c(Na+)+c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)，所以B正确；‎ ‎②根据物料守恒：（钠与硫的物质的量2∶1）c(Na+)=2[c(HS－)+c(S2－)+c（H2S）]，所以A错；‎ ‎③根据由水电离产生H+与OH-守恒：（①②两式相减c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+2c（H2S），所以D错。而C是溶液中离子浓度的大小关系，多元弱酸的水解以第一步水解为主，溶液显碱性，故C正确 答案：AD 例6. 用物质的量都是0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中：c(CH3COO－)＞c(Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是 A. c(H+)＞c(OH－) ‎ B. c(CH3COOH)+c(CH3COO－)=0.2mol/L C. c(CH3COOH)＞c(CH3COO－) ‎ D. c(CH3COO－)+c(OH－)=0.2mol/L 解析：CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，CH3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知C(CH3COO－)＞C(Na+)，根据电荷守恒c(CH3COO－)+c(OH－)=c(Na+)+c(H+)，可得出c(OH－)＜c(H+)。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用的是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。根据物料守恒，可推出B是正确的。‎ 答案：B 例7. 将0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是 ‎ A. c(HCN)＜c(CN－) ‎ B. c(Na+)＞c(CN－)‎ C. c(HCN)－c(CN－)=c(OH－) ‎ D. c(HCN)+c(CN－)=0.1mol·L－1‎ 解析：由于：HCN+NaOH=NaCN+H2O。此题实质上是0.05mol/L的HCN溶液和0.05mol/L的NaCN溶液的混合溶液。‎ 由电荷守恒关系可得：c(H+)+c(Na+)=c(CN－)+c(OH－) (1)‎ 由于c(OH－)＞c(H+)，说明水解大于电离，且c（Na+）＞c（CN－），可知B选项正确 由物料守恒关系可得：c(HCN)+c(CN－)=c(Na+)×2=0.1mol/L (2)‎ 可知D正确。‎ 结合（1）和（2）可得：c(HCN)＞c（Na+）＞c（CN－），所以A选项错。‎ 将（1）×2+（2）可得：2c(H+)=c(CN－)+2c(OH－)－c(HCN) (3)‎ 可知C选项错误。‎ 答案：BD 二、难溶电解质的溶解平衡：‎ 一定条件下，强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。‎ 溶解平衡同样具有：等、动、定、变等特征。‎ 溶解平衡的表达式：MmAnmMn+(aq)+nAm－(aq)‎ 溶度积(Ksp)：在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数。‎ 溶度积(Ksp)的表示方法：MmAn的饱和溶液：Ksp=[c(Mn+)]m ·[c(Am－)]n 溶度积规则：离子积Qc=c(Mn+)m ·c(Am－)n Qc＞Ksp,溶液处于过饱和溶液状态，生成沉淀。‎ Qc=Ksp,沉淀和溶解达到平衡，溶液为饱和溶液。‎ Qc＜Ksp,溶液未达饱和，沉淀发生溶解。‎ 说明：‎ ‎1、溶解平衡方程式的书写：注意在沉淀后用(s)标明状态，溶液中用“aq”标明状态，并用“”连接。如：Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2－(aq)‎ ‎2、影响溶解平衡的因素：内因：电解质本身的性质 外因：遵循平衡移动原理：‎ ‎①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。‎ ‎②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动(Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少)。‎ ‎③同离子效应：在溶液中含有与溶解平衡相同的离子，溶解平衡逆向移动，溶解度减小。‎ ‎3、溶解平衡的应用主要有：沉淀的溶解、生成和转化三种形式。‎ 例8. 在一定温度下，氯化银在水中存在如下沉淀溶解平衡：AgCl(s) Ag+(aq)+Cl－(aq)，若把AgCl分别放入①100mL0.1mol/LNa2SO4溶液中；②100mL0.1mol/L NaCl溶液中；③100mL0.1mol/LAlCl3溶液中；④100mL0.1mol/L MgCl2溶液中。搅拌后在相同的温度下Ag+浓度由大到小的顺序是：‎ A. ①＞②＞④＞③ B. ②＞①＞④＞③‎ C. ④＞③＞②＞① D. ①＞④＞③＞②‎ 解析：根据溶度积常数：Ksp=c(Ag+) ·c(Cl－)，由于溶度积常数只与温度有关，在一定温度下为一常数，故在AgCl水溶液中的平衡体系中c(Ag+)与c(Cl－)成反比。故c(Cl－)越大，c(Ag+)越小。则有c(Cl－)的大小顺序为：③＞④＞②＞①，则c(Ag+) 的大小顺序为：①＞②＞④＞③。答案为A 答案：A 例9. 在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数。MmAnmMn+(aq)+nAm－(aq)，Ksp=[c(Mn+)]m ·[c(Am－)]n 已知：某温度下，Ksp（AgCl）=c(Ag+) ·c(Cl－)=1.8×10－10，‎ Ksp（Ag2CrO4）=c2 (Ag+)·c(CrO42－)=1.1×10－12，试求：‎ ‎（1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小？‎ ‎（2）此温度下，在0.01mol/L的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小。‎ 解析：（1）AgCl(s) Ag+(aq)+Cl－(aq)，Ksp（AgCl）=c(Ag+) ·c(Cl－)=1.8×10－10，则根据方程式可知：c(AgCl)=c(Ag+) =c(Cl－)=1.3×10－5mol/L；‎ Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq)+CrO42－(aq)，Ksp（Ag2CrO4）=c2 (Ag+)·c(CrO42－)=1.1×10－12，则根据方程式可知：c(Ag2CrO4)=c(CrO42－)=6.5×10－5mol/L；‎ 综上所述，可得：c(AgCl)＜c(Ag2CrO4)‎ ‎ （2）在0.01mol/L的AgNO3溶液中，c(Ag+) =0.01mol/L，设平衡时，AgCl饱和溶液中c(Cl－)=x，Ag2CrO4饱和溶液c(CrO42－)=y，则由两个溶解平衡体系可得：‎ ‎①（0.01+x）x=1.8×10－10，解得：x=1.8×10－8 mol/L，即：c(AgCl)=1.8×10－8 mol/L；‎ ‎②（0.01+2y）2y=1.1×10－12，解得：y=1.8×10－8，即：c(Ag2CrO4)=1.1×10－8 mol/L；‎ 综上所述，可得：c(AgCl)＞c(Ag2CrO4)‎ 答案 ：（1）c(AgCl)=1.3×10－5mol/L；c(Ag2CrO4)=6.5×10－5mol/L；c(AgCl)＜c(Ag2CrO4)‎ ‎（2）c(AgCl)=1.8×10－8mol/L；c(Ag2CrO4)=1.1×10－8mol/L；c(AgCl)＞c(Ag2CrO4)‎ 例10. 氢氧化铜悬浊液中存在如下平衡：Cu(OH)2(s) Cu2+(aq)+2OH－(aq)，常温下其 Ksp=c(Cu2+) ·c2(OH－)=2×10－20mol2·L－2。‎ ‎（1）某硫酸铜溶液里c(Cu2+)=0.02mol/L，如要生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液pH使之大于 。‎ ‎（2）要使0.2mol/L硫酸铜溶液中Cu2+沉淀较为完全（使Cu2+浓度降至原来的千分之一），则应向溶液里加入氢氧化钠溶液使溶液pH为 。‎ 解析：通过改变外界条件，如调控溶液的pH，可以生成沉淀或使沉淀溶解。根据信息：‎ ‎（1）c(Cu2+) ·c2(OH－)=2×10－20时开始出现沉淀，当c(Cu2+)=0.02mol/L时，要析出沉淀，必须使c(OH－)=10－9mol/L，则，此时溶液中c(H+)=10－5 mol/L，pH=5，即当溶液的pH大于5时可析出Cu(OH)2沉淀。‎ ‎（2）要使铜离子浓度降至原来的千分之一，则：c(Cu2+)=2×10－4mol/L，此时溶液中的 c(OH－)=10－8mol/L，则溶液中c(H+)=10－6mol/L，pH=6‎ 答案：（1）pH＞5 （2）pH=6‎