年高考化学专题复习第九讲盐类的水解沉淀溶解平衡.docx
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2、。252014年高考化学专题复习第九讲盐类的水解沉淀溶解平衡【考纲点击】 考点1 判断或解释盐溶液的酸碱性考点2 比较盐溶液中离子浓度间的大小关系考点3溶液中各种微粒浓度之间的关系考点4沉淀溶解平衡的应用考点5与溶度积有关的计算【核心要点突破】一 盐类的水解(一) 盐的水解实质 H2O = H+ OH AB= Bn + An+HB(n1) A(OH)n当盐AB能电离出弱酸阴离子(Bn)或弱碱阳离子(An+),即可与水电离出的H+或OH结合成电解质分子,从而促进水进一步电离。 与中和反应的关系:盐+水 酸+碱(两者至少有一为弱)由此可知,盐的水解为中和反应的逆反应,但一般认为中和反应程度大,大多
3、认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。(二)水解规律简述为:有弱才水解,无弱不水解 越弱越水解,弱弱都水解 谁强显谁性,等强显中性 具体为: 1正盐溶液强酸弱碱盐呈酸性 强碱弱酸盐呈碱性强酸强碱盐呈中性 弱酸碱盐不一定如 NH4CN CH3CO2NH4 NH4F 碱性 中性 酸性取决于弱酸弱碱 相对强弱 2酸式盐 若只有电离而无水解,则呈酸性(如NaHSO4)若既有电离又有水解,取决于两者相对大小 电离程度水解程度, 呈酸性 电离程度水解程度,呈碱性 强碱弱酸式盐的电离和水解:如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化: pH值增大 H3
4、PO4 H2PO4 HPO42 PO43 pH减小常见酸式盐溶液的酸碱性碱性:NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS。酸性(很特殊,电离大于水解):NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4 (三)影响水解的因素内因:盐的本性。外因:浓度、湿度、溶液碱性的变化(1)温度不变,浓度越小,水解程度越大。(2)浓度不变,湿度越高,水解程度 越大。(3)改变溶液的pH值,可抑制或促进水解。(四)比较外因对弱电解质电离 和 盐水解的影响。 HA H+AQ A+H2O HA+OH-Q1 温度(T)T Th2 加水 平衡正移, 促进水解,h3 增大H+ 抑制电离, 促进水解,h4 增大OH促进电离
5、, 抑制水解,h5 增大A 抑制电离, 水解程度,h注:电离程度 h水解程度 思考:弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH3COOH电离程度 和CH3COO水解程度各有何影响? (五)盐类水解原理的应用 考点 1判断或解释盐溶液的酸碱性 例如:正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH值分别为7、8、9,则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是_相同条件下,测得NaHCO3 CH3COONa NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_。因为电离程度CH3COOHHAlO2所以水解程度
6、NaAlO2NaHCO3CH3COON2在相同条件下,要使三种溶液pH值相同,只有浓度2分析盐溶液中微粒种类。例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同,它们是Na+、S2、HS-、H2S、OH-、H+、H2O,但微粒浓度大小关系不同.考点2比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.(1)一种盐溶液中各种离子浓度相对大小当盐中阴、阳离子等价时不水解离子 水解的离子 水解后呈某性的离子(如H+或OH) 显性对应离子如OH-或H+实例:aCH3COONa。 bNH4Cla。Na+CH3COO- OH H+b.Cl NH4+OH当盐中阴、阳离子不等价时。要考虑是否水解,水解分几步,如多元弱酸根的水解
7、,则是“几价分几步,为主第一步”,实例Na2S水解分二步S2-+H2O HS+OH-(主要)HS-+H2O H2S+OH(次要)各种离子浓度大小顺序为:Na+S2 OH HS H+(2)两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小。若酸与碱恰好完全以应,则相当于一种盐溶液。若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余,则一般弱电解质的电离程度盐的水解程度.考点3溶液中各种微粒浓度之间的关系以Na2S水溶液为例来研究(1)写出溶液中的各种微粒阳离子:Na+、H+阴离子:S2、HS、OH-(2)利用守恒原理列出相关方程。10电荷守恒:Na+H+=2S2+HS-+OH20物料守恒:Na2S=2Na+S2若S2已发
8、生部分水解,S原子以三种微粒存在于溶液中.S2、HS,根据S原子守恒及Na+的关系可得.Na+=2S2-+2HS-+2H2S30质子守恒H2O H+OH由H2O电离出的H+=OH,水电离出的H+部分被S2-结合成为HS、H2S,根据H+(质子)守恒,可得方程:OH=H+HS-+2H2S想一想:若将Na2S改为NaHS溶液,三大守恒的关系式与Na2S对应的是否相同?为什么?提示:由于两种溶液中微粒种类相同,所以阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。但物料守恒方程不同,这与其盐的组成有关,若NaHS只考虑盐本身的电离而不考虑HS的进一步电离和水解,则Na+=HS,但不考虑是不合理的。正确的
9、关系为Na+=HS+S2+H2S小结:溶液中的几个守恒关系(1)电荷守恒:电解质溶液呈电中性,即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。(2)物料守恒(原子守恒):即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变。(3)质子守恒:即在纯水中加入电解质,最后溶液中H+与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)考点4判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。 AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl H0(吸热) 升温,平衡右移升温,促成HCl挥发,使水解完全AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 灼烧 Al2O3 Al2(SO4)3+6H2O 2Al
10、(OH)3+3H2SO4 H0(吸热) 升温,平衡右移H2SO4难挥发,随C(H2SO4)增大,将抑制水解综合结果,最后得到Al2SO4小结出,加热浓缩或蒸干盐溶液,是否得到同溶质固体,由对应酸的挥发性而定。结论:弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体(除铵盐) 弱碱难挥发性酸盐同溶质固体考点5某些盐溶液的配制、保存 在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解,常先将盐溶于少量相应的酸中,再加蒸馏水稀释到所需浓度。Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中,因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性,产生较多OH,NH4F水解产生HF,OH、HF均能
11、腐蚀玻璃.考点6某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存,如Al3+与S2、HS、CO32-、HCO3、AlO2,SiO32、ClO、C6H5O等不共存Fe3与CO32、HCO3、AlO2、ClO等不共存NH4+与ClO-、SiO32-、AlO2等不共存想一想:Al2S3为何只能用干法制取?(2Al+2S Al2S3)小结:能发生双水解反应,首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大,其次水解一方产生较多,H+,另一方产生较多OH-,两者相互促进,使水解进行到底。例如: 3HCO3 + 3H2O 3H2CO3 + 3OH-Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+促进水解进行到底
12、总方程式: 3H2O 3HCO3+Al3+=Al(OH)3+3CO2考点7泡沫灭火器内反应原理。 NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应: 2HCO3+Al3+=Al(OH3)+3CO2 生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫考点8制备胶体或解释某些盐有净水作用 FeCl3、Kal2(SO4)212H2O等可作净水剂。 原因:Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3,结构疏松、表面积大、吸附能力强,故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降,从而起到净水的作用.二 沉淀溶解平衡专题(一)沉淀溶解平衡1。 建立:以AgCl溶解为例:从固体溶解平衡的角度,A
13、gCl在溶液中存在下述两个过程:一方面,在水分子作用下,少量 和 脱离AgCl的表面溶入水中;另一方面,溶液中的Ag和Cl受AgCl表面 的吸引,回到AgCl的表面 。在一定温度下,当沉淀溶解和生成的速率相等时,得到AgCl的 溶液,建立下列动态平衡:AgCl (s) Cl(aq)Ag(aq)2.定义:一定条件下,难溶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。3.特征: 动、等、定、变、同4。影响因素:(1)内因:电解质本身的性质(2)外因:浓度:加水,平衡向溶解方向移动.温度:升温,多数平衡向溶解方向移动(二)溶度积KSP1。定义:在一定温度下,在
14、难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度幂之积为一常数,称为溶度积常数,简称溶度积。2。表达式: AmBn(s)mAn+(aq)nBm(aq) Ksp An+mBmn 3。影响因素:温度4。溶度积常数的应用:反映了难溶电解质在水中的溶解能力,对于相同类型的电解质,Ksp越大,其在水中的溶解能力越大.利用溶度积KSP可以判断 沉淀的生成、溶解情况以及沉淀溶解平衡移动方向.5。溶度积规则当QcKsp时,有沉淀析出当QcKsp时,沉积与溶解处于平衡状态当QcKsp时,则难溶电解质会溶解考点一沉淀溶解平衡的应用1沉淀的生成原理:若Qc大于Ksp,难溶电解质的沉淀溶解平衡向左移动,就会生成沉淀。在工业生产、科
15、研、废水处理等领域中,常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。常见的方法有:(1)调节溶液的pH法:使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质,可加入氨水调节pH至78,离子方程式为Fe33NH3H2O=Fe(OH)33NH.(2)加沉淀剂法:加入沉淀剂使杂质离子转化为沉淀除去。如用H2S沉淀Cu2,离子方程式为Cu2H2S=CuS2H;用BaCl2溶液沉淀SO,离子方程式为Ba2SO=BaSO4.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Mg2,应使用NaOH等使之转化为溶解
16、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1105 mol/L时,沉淀已经完全。(3)由沉淀剂引入溶液的杂质离子要便于除去或不引入新的杂质.2沉淀的溶解原理:若Qc小于Ksp,难溶电解质的沉淀溶解平衡向右移动,沉淀就会溶解.根据平衡移动,对于在水中难溶的电解质,如果能设法不断地移去溶解平衡体系中的相应离子,使平衡向沉淀溶解的方向移动,就可以使沉淀溶解.方法有:(1)酸碱溶解法:加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应,降低离子浓度,使平衡向溶解的方向移动,如CaCO3可溶于盐酸,离子方程式为CaCO32H=Ca2CO2H2O.(2)盐
17、溶解法:加入盐溶液,与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成弱电解质,从而减小离子浓度使沉淀溶解,如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液,离子方程式为:Mg(OH)22NH=Mg22NH3H2O.(3)配位溶解法:加入适当的配合剂,与沉淀溶解平衡体系中某种离子生成稳定的配合物,从而减小离子浓度使沉淀溶解,如AgCl溶于氨水,离子方程式为:AgCl2NH3H2O=Ag(NH3)2Cl2H2O.(4)氧化还原法:通过氧化还原反应使平衡体系中的离子浓度降低,从而使沉淀溶解,如Ag2S溶于稀HNO3,离子方程式为:3Ag2S8H8NO=6Ag3SO8NO4H2O3沉淀的转化(1)实质:沉淀溶解平衡的移动(2)特征
18、一般说来,溶解能力相对较强的物质易转化为溶解能力相对较弱的物质。沉淀的溶解能力差别越大,越容易转化。例如:AgNO3AgCl(白色沉淀) AgBr(浅黄色沉淀) AgI(黄色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。(3)沉淀转化的应用锅炉除水垢除水垢CaSO4(s) CaCO3(s)Ca2(aq)其反应如下:CaSO4Na2CO3CaCO3Na2SO4,CaCO32HCl=CaCl2CO2H2O。矿物转化CuSO4溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS(铜蓝)的离子方程式为:ZnS(s)Cu2(aq)=CuS(s)Zn2(aq)。 规律方法明确图象中纵、横坐标的含义理解图线中线上的点、线外点的含义抓住Ksp的
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