新高考化学复习专题一0三盐类水解和沉淀溶解平衡教学课件

这是一份新高考化学复习专题一0三盐类水解和沉淀溶解平衡教学课件，共49页。
考点1　盐类水解1.盐类水解的相关概念盐类水解是指在水溶液中,盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结合生成弱电 解质的反应。水解反应是可逆的,是微弱的,它是酸碱中和反应的逆反应,是吸热反应。2.盐类水解的规律(1)“有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁强显谁性,同强显中性”。例如①酸性 HCNCH3COONa;②NaCl为强酸强碱盐,不 水解,溶液呈中性;NH4Cl为强酸弱碱盐,溶液呈酸性;CH3COONa为强碱弱酸盐,溶液呈
碱性;CH3COOH的Ka与NH3·H2O的Kb近似相等,则CH3COONH4溶液接近中性;HCOOH 的Ka大于NH3·H2O的Kb,则HCOONH4溶液呈酸性。(2)正盐的水解程度大于酸式盐。例如同浓度时Na2CO3比NaHCO3的水解程度大,溶液 pH:Na2CO3>NaHCO3。(3)酸式盐溶液酸碱性的判断①强酸的酸式盐只电离,不水解,其溶液一定显酸性,如NaHSO4。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。a.若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性。如NaHSO3、NaH2PO4。
b.若电离程度小于水解程度,则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。3.盐类水解的影响因素(1)内因:盐本身的性质。(2)外因
4.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,一般不用符号“↓”和“↑”。如:Cu2++2H2O  Cu(OH)2+2H+N +H2O  NH3·H2O+H+(2)多元弱酸盐的水解是分步进行的,水解方程式分步书写。如Na2CO3的水解反应:C +H2O  HC +OH-HC +H2O  H2CO3+OH-(3)相互促进的水解反应
①弱酸阴离子和弱碱阳离子会相互促进水解,若水解产物均为容易脱离反应体系的溶 解度较小的物质(如溶解度不大的气体或沉淀),其相互促进水解的程度非常大,可认为 水解反应完全进行,应用“  ”“↑”“↓”表示,如Al3++3HC   Al(OH)3↓+3CO2↑。②若水解产物中有溶解度较大的物质(无法脱离反应体系),虽水解反应能相互促进,但 水解程度还是较小,如N +CH3COO-+H2O  CH3COOH+NH3·H2O,N 与CH3COO-可大量共存。注意　Mn2+与HC 、Al 与HC 的反应不是相互促进的水解反应,前者是HC 电离出的C 与Mn2+反应,后者是HC 电离出的H+与Al 反应。
5.盐的水解常数(以A-+H2O HA+OH-为例)(1)表达式:Kh= (2)Kh与KW、Ka的关系Kh= = 注意　①Na2CO3的第一步水解常数Kh= ,NaHCO3的水解常数Kh= 。②水解常数只受温度影响。水解反应是吸热反应,故Kh随温度升高而增大。Kh越大,水 解趋势越大。③根据电离常数与水解常数的大小关系可判断弱酸的酸式盐溶液的酸碱性。例如根据Kh(HC )> (H2CO3)可知NaHCO3溶液呈碱性。
6.盐类水解的应用(1)判断溶液中离子能否大量共存。如Al3+、Fe3+与HC 、C 、Al 等因相互促进水解不能大量共存。(2)判断物质间能否反应。如因N 水解使溶液显酸性,将Mg加到NH4Cl溶液中会产生氢气。(3)加热浓缩某些盐溶液时,要考虑水解,如浓缩FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得氢氧化物,灼 烧得金属氧化物。(4)保存某些盐溶液时,要考虑盐类水解,如在FeCl3溶液中加少量盐酸来抑制Fe3+的水
解,保存Na2CO3等碱性盐溶液不能用磨口玻璃塞,保存NH4F溶液不能用玻璃瓶。(5)解释生活、生产中的一些化学现象,如:①利用水解原理制备某些胶体,如实验室制备Fe(OH)3胶体:Fe3++3H2O  Fe(OH)3(胶体)+3H+。②泡沫灭火器的工作原理:Al3++3HC   Al(OH)3↓+3CO2↑。③明矾作净水剂:Al3++3H2O  Al(OH)3(胶体)+3H+。
考点2　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  溶液中的离子 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(简称溶度积):一定温度下,难溶电解质的饱和溶液中,各组分离子浓度 幂的乘积为常数,用Ksp表示。对于沉淀溶解平衡AmBn(s)  mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=[c(An+)]m·[c(Bm-)]n。
注意    Ksp的大小只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量和溶液中离子的浓度 无关。
(2)某温度下,难溶电解质溶液在任意时刻下有关离子浓度幂的乘积为Q(离子积)。比 较Ksp与Q的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。当QKsp时,溶液过饱和,有沉淀析出。
(1)沉淀的生成:在溶液中,当Q>Ksp时,就会生成沉淀。利用生成沉淀可除去溶液中的杂 质离子,常用方法有:①加沉淀剂法,如用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)沉淀;②调节pH法,如除去CuCl2溶液中 的FeCl3,可加入CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等物质消耗H+,使平衡Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+正向移动,生成Fe(OH)3沉淀。注意　①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≤1×10-5 ml·L-1时,沉淀完全。②判断两种溶液混合时是否有沉淀生成,要注意混 合后溶液体积改变引起的浓度变化,利用混合后的离子浓度计算出Q,再与Ksp进行比较。
3.沉淀溶解平衡的应用
(2)沉淀的溶解:当QKsp(BaCO3),BaSO4就可以缓慢转化为BaCO3。
(4)Ksp的应用①根据沉淀的先后次序,比较Ksp的大小。如向浓度均为0.1 ml·L-1(同浓度)的NaCl和 NaI(同类型)混合溶液中滴加少量AgNO3溶液(少量沉淀剂),先出现黄色沉淀(先生成的 沉淀的Ksp更小),则Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。②根据Ksp判断沉淀某离子的pH范围。如已知:Ksp[Al(OH)3]=1×10-33,Ksp[Fe(OH)3]=3×10-39,pH=7.1时Mn(OH)2开始沉淀。室温下,除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+又不使Mn2+沉淀出来,由Ksp[Al(OH)3]>Ksp[Fe(OH)3]可知,Al3+沉淀完全时Fe3+早已沉淀完全,当Al3+恰好完全沉淀时,c(Al3+)=10-5 ml·L-1,Ksp[Al(OH)3]=c(Al3+)·c3(OH-)=1×10-33,此时c(OH-)≈10-9.3 ml·L-1,c(H+)=KW/c(OH-)=10-4.7 ml·L-1,即pH=4.7,故需调节溶液pH范围为4.7≤pHc(Cl-)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+)。(　    )(4)NaHSO3溶液中:c(Na+)>c(HS )>c(H2SO3)>c(S )。 (　    )(5)KHS溶液中离子浓度关系:c(H+)+c(H2S)=c(OH-)+c(S2-)。 (　    )(6)0.1 ml·L-1 Na2CO3和0.1 ml·L-1 NaHCO3的混合溶液中,c(Na+)>c(HC )>c(C )>c(OH-)>c(H+)。 (　    )
(7)向AgCl饱和溶液中加入NaCl固体,沉淀质量增大,但Ksp(AgCl)不变。 (　    )(8)向浓度均为0.1 ml·L-1的NaCl和NaI混合溶液中滴加少量AgNO3溶液,出现黄色沉 淀,说明Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。 (　    )(9)向AgCl、AgBr饱和溶液中加入少量AgNO3,溶液中c(Br-)/c(Cl-)不变。(　    )(10)常温下,Mg(OH)2的Ksp=5×10-13,则饱和Mg(OH)2溶液的pH=10。 (　    )(11)难溶电解质溶解后形成的阴、阳离子浓度相等。 (　    )
2.为了配制N 的浓度与Cl-的浓度比为1∶1的溶液,可在NH4Cl溶液中加入 (　    ) ①适量的HCl气体　②适量的NaCl固体　③适量的氨水　④适量的NaOHA.①②　　B.③　　C.③④　　D.④
3.下列关于盐类水解应用的说法不正确的是 (　    )A.盛放Na2CO3溶液的试剂瓶用磨口玻璃塞B.实验室配制Na2S溶液时,常滴加少量的NaOH溶液C.用小苏打溶液与Al2(SO4)3溶液作灭火剂D.常用可溶性的铝盐、铁盐作净水剂
4.化工生产中常用MnS作沉淀剂除去工业废水中的Cu2+:Cu2+(aq)+MnS(s)  CuS(s)+Mn2+(aq)。下列说法错误的是(　    )A.MnS的Ksp比CuS的Ksp大B.该反应达平衡时c(Mn2+)=c(Cu2+)C.向平衡体系中加入少量CuSO4固体后,c(Mn2+)变大D.该反应的平衡常数K= 
5.已知25 ℃下列物质的溶度积常数如下表所示。
以下说法正确的是 (　    )A.25 ℃时,饱和CuS溶液中Cu2+的浓度为  ×10-18ml·L-1B.25 ℃时,CuS的溶解度大于ZnS的溶解度C.因为H2SO4是强酸,故反应CuSO4+H2S  CuS↓+H2SO4不能发生D.向物质的量浓度相同的FeCl2、ZnCl2的混合液中加入少量Na2S,只有FeS沉淀生成
考法　溶液中微粒浓度关系判断1.溶液中微粒浓度大小比较的原则(1)单一盐溶液中离子浓度的比较,需要考虑弱电解质离子的水解或电离。如在Na2CO3溶液中:C +H2O  HC +OH-HC +H2O  H2CO3+OH-则c(Na+)>c(C )>c(OH-)>c(HC )。在NaHCO3溶液中,HC 水解程度大于电离程度,溶液呈碱性,则c(Na+)>c(HC )>c(OH-)>c(C );在NaHSO3溶液中,HS 水解程度小于电离程度,溶液呈酸性,则c(Na+)>c(HS )>c(H+)>c(S )。
(2)不同盐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NH4Cl(a)、CH3COONH4(b)、NH4HSO4(c)三种溶液中 c(N )大小关系是c>a>b。(3)混合溶液中各离子浓度的比较,要综合分析水解因素和电离因素。如相同浓度的 NH4Cl和氨水混合溶液中,因NH3·H2O的电离程度大于N 的水解程度,故离子浓度大小关系为c(N )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。2.电解质溶液中的“三大守恒”(1)电荷守恒:溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。如在 NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HC )+2c(C )+c(OH-)。
(2)元素守恒:电解质溶液中,变化前后某种元素守恒。如0.1 ml·L-1 NaHCO3溶液中:c (Na+)=c(HC )+c(C )+c(H2CO3)=0.1 ml·L-1。(3)质子守恒:电解质溶液中,分子或离子得到质子(H+)与失去质子(H+)的物质的量相 等。以Na2CO3溶液为例: c(OH-)=c(H+)+c(HC )+2c(H2CO3)。另外,质子守恒式还可以通过电荷守恒式、元素守恒式联立得到。
例1 (2024届陕西汉中中学8月质检,14)25 ℃时,向20 mL 0.1 ml·L-1 NaOH溶液中滴加0. 1 ml·L-1CH3COOH溶液,混合溶液中水电离的OH-浓度与滴加CH3COOH溶液体积(V) 的关系如图所示。下列说法正确的是(　    ) A.b点对应的溶液pH=7
B.d点对应的V2=20C.d点对应的溶液中:c(OH-)=c(H+)D.c点对应的溶液中:c(CH3COO-)=c(Na+)
  解题导引    分析滴定曲线要抓好五点:①抓反应的“起始”点,判断酸、碱的相对强弱,计算电离平衡常数、c(H+)或pH等;②抓反应“一半”点,判断是几种溶质的等量混 合;③抓“恰好”反应点,判断生成的溶质及溶液的酸碱性;④抓溶液的“中性”点,判 断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足,常结合电荷守恒进行判断;⑤抓反应的 “过量”点,判断溶液中的溶质,判断哪种物质过量,溶液的酸碱性。
  解析    c点水的电离程度最大,则c点时NaOH与CH3COOH恰好反应完全,可得b点溶液溶质为NaOH、CH3COONa,溶液呈碱性,pH>7,A项错误;二者恰好反应时生成CH3 COONa,水的电离程度最大,故c点对应的V1=20,则d点对应的V2>20,B项错误;d点溶质 为CH3COONa、CH3COOH,此时水电离出的c(OH-)=1×10-7 ml·L-1,则CH3COOH的电离 程度和CH3COO-的水解程度相同,此时溶液呈中性,即c(OH-)=c(H+),C项正确;c点恰好反 应生成CH3COONa,CH3COO-水解,溶液显碱性,则对应的溶液中:c(CHCOO-)②>①B.0.1 ml·L-1的Na2CO3溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC )+c(H2CO3)C.0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液与0.05 ml·L-1 NaOH溶液等体积混合(pHc(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)D.0.1 ml·L-1 Na2CO3溶液与0.05 ml·L-1 NaHCO3溶液等体积混合:5c(Na+)=3c(C )+3c(HC )+3c(H2CO3)
  解题导引    利用“三大守恒”细心计算,同时考虑水解、电离等影响因素。
  解析    A项,等浓度的溶液中,化学式中N 个数越多,溶液中c(N )越大,则②中c(N )最大;化学式中N 个数相同时,N 水解程度越大,溶液中c(N )越小,Al3+水解产生H+,抑制N 水解,则c(N ):③>①。B项,根据质子守恒得c(OH-)=c(H+)+c(HC )+2c(H2CO3)。C项,混合溶液中溶质为等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa,混合溶 液pHc(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)。D项,根据元素守恒,n(Na)∶n(C)=(0.1×2+0.05)∶(0.1+ 0.05)=5∶3;故选C。
方法技巧微粒浓度大小比较的常用方法(1)定性比较法
(2)定量比较法①守恒法　如CH3COONa、CH3COOH混合溶液中存在电荷守恒:c(CH3COO-)+c(OH-) =c(H+)+c(Na+)。若该混合溶液呈碱性,有c(OH-)>c(H+),则有c(Na+)>c(CH3COO-)。②常数法　已知常温下,Ka= =1.8×10-5,若某CH3COONa、CH3COOH混合溶液的pH=6,将c(H+)=10-6 ml·L-1代入Ka可得 =18,即c(CH3COO-)>c(CH3COOH)。
微专题　溶液中离子平衡图像分析1.单一变量类图像(1)常见图像类型      
(2)特征:①纵坐标为pH、lgc(A)、c(A)、导电能力等;②横坐标为溶液体积V、c(B)、lgc(B)、等;③横纵坐标一一对应,曲线数目仅有1条。
2.控制变量类图像(1)常见图像类型
(2)特征:①纵坐标为c(A)、lgc(A)、pH等;②横坐标为溶液体积V、c(B)、lgc(B)等;③横纵坐标一一对应,曲线数目有2条或以上。
3.复杂对数图像将溶液中某一粒子的浓度[如c(A)]或某些粒子浓度的比值 取常用对数,即lgc(A)或lg ,与溶液的pH或溶液的体积等的关系作出的图像称为对数图像。
            
(1)对数图像的含义①若c(A)=1 ml·L-1或 =1,则lgc(A)=0或lg =0。②若c(A)>1 ml·L-1或 >1,则lgc(A)或lg 取正值,且c(A)或 越大,lgc(A)或lg 越大。③若c(A)