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2021高考化学专题讲解 专题九 盐类水解和难溶电解质的溶解平衡（讲解部分）课件
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这是一份2021高考化学专题讲解 专题九 盐类水解和难溶电解质的溶解平衡（讲解部分）课件，共26页。
考点一 盐类水解原理及其应用
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① H+ 或② OH- 生成③ 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④ 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。
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⑤ 大 ,对应盐溶液的酸性越⑥ 强 。(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越⑦ 大 ,对应盐溶液的碱性越⑧ 强 。
2.外因(1)温度:升高温度,水解平衡⑨ 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。
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。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++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,用分步水解离子方程式表示。如Na2CO3的水解反应为: C +H2O HC +OH- HC +H2O 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。
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,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
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++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+。9.泡沫灭火器工作原理:Al3++3HC Al(OH)3↓+3CO2↑。10.纯碱溶液越热去污能力越强:C +H2O HC +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,其溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液:NaHSO4 Na++H++S 。
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HC H++C (次要)、HC +H2O H2CO3+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HS H++S (主要)、HS +H2O H2SO3+OH-(次要),使溶液中c(H+)>c(OH-),溶液显酸性;NaH2PO4溶液亦显酸性。
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=① [c(An+)]m·[c(Bm-)]n 。与其他平衡常数一样,Ksp的大小只受温度的影响。
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)。当Qc② < Ksp时,溶液不饱和,无沉淀析出;当Qc③ = Ksp时,沉淀与溶解处于平衡状态;当Qc④ > Ksp时,有沉淀析出,直至达到平衡。
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Qc>Ksp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。
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+,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 ml·L-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Qc
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CuSO4溶液可将其转化为更难溶的 CuS沉淀。ZnS(s)+Cu2+(aq) CuS(s)+Zn2+(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)+Hg2+(aq) HgS(s)+Fe2+(aq)
③硬水中的Mg(HCO3)2煮沸时分解为MgCO3,继续煮沸,MgCO3转化为更难 溶的Mg(OH)2。④AgNO3溶液 AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黄色沉淀) AgI(黄色沉淀) Ag2S(黑色沉淀)。
微粒浓度大小的比较及电解质溶液中的三种定量关系1.离子浓度大小比较的方法(1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液。C +H2O HC +OH-HC +H2O H2CO3+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.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种物质的溶液中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NH4Cl和NH3·H2O混合液中,因NH3·H2O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(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 1 ml C 带有2 ml 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 )。
(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
例 (2019河南南阳期末,13)用0.1 ml·L-1的NaOH 溶液滴定40 mL 0.1 ml·L-1H2SO3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 ( )
ml·L-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-)
A.H2SO3 的 =1×10-2
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。
解析 A项,依据W点计算,其中c(HS )≈c(H2SO3),H2SO3的 = =1×10-2,A正确;B项,X点对应的溶液为0.05 ml·L-1的NaHSO3溶液,pH=4.25,B正确;C项,图中Y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。
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=Ka·Kh。
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0.1 ml·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L-1 H2A溶液的 滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是 ( )
A.a点溶液中:c(HA-)=c(H2A)B.b点溶液中:A2-水解平衡常数 =10-、b、c、d四点中,d点溶液中水的电离程度最大
考点一 盐类水解原理及其应用
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① H+ 或② OH- 生成③ 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④ 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。
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⑤ 大 ,对应盐溶液的酸性越⑥ 强 。(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越⑦ 大 ,对应盐溶液的碱性越⑧ 强 。
2.外因(1)温度:升高温度,水解平衡⑨ 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。
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。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++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,用分步水解离子方程式表示。如Na2CO3的水解反应为: C +H2O HC +OH- HC +H2O 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。
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,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
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++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+。9.泡沫灭火器工作原理:Al3++3HC Al(OH)3↓+3CO2↑。10.纯碱溶液越热去污能力越强:C +H2O HC +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,其溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液:NaHSO4 Na++H++S 。
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HC H++C (次要)、HC +H2O H2CO3+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HS H++S (主要)、HS +H2O H2SO3+OH-(次要),使溶液中c(H+)>c(OH-),溶液显酸性;NaH2PO4溶液亦显酸性。
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=① [c(An+)]m·[c(Bm-)]n 。与其他平衡常数一样,Ksp的大小只受温度的影响。
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)。当Qc② < Ksp时,溶液不饱和,无沉淀析出;当Qc③ = Ksp时,沉淀与溶解处于平衡状态;当Qc④ > Ksp时,有沉淀析出,直至达到平衡。
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Qc>Ksp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。
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+,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 ml·L-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Qc
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CuSO4溶液可将其转化为更难溶的 CuS沉淀。ZnS(s)+Cu2+(aq) CuS(s)+Zn2+(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)+Hg2+(aq) HgS(s)+Fe2+(aq)
③硬水中的Mg(HCO3)2煮沸时分解为MgCO3,继续煮沸,MgCO3转化为更难 溶的Mg(OH)2。④AgNO3溶液 AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黄色沉淀) AgI(黄色沉淀) Ag2S(黑色沉淀)。
微粒浓度大小的比较及电解质溶液中的三种定量关系1.离子浓度大小比较的方法(1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液。C +H2O HC +OH-HC +H2O H2CO3+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.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种物质的溶液中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NH4Cl和NH3·H2O混合液中,因NH3·H2O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(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 1 ml C 带有2 ml 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 )。
(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
例 (2019河南南阳期末,13)用0.1 ml·L-1的NaOH 溶液滴定40 mL 0.1 ml·L-1H2SO3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 ( )
ml·L-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-)
A.H2SO3 的 =1×10-2
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。
解析 A项,依据W点计算,其中c(HS )≈c(H2SO3),H2SO3的 = =1×10-2,A正确;B项,X点对应的溶液为0.05 ml·L-1的NaHSO3溶液,pH=4.25,B正确;C项,图中Y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。
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=Ka·Kh。
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0.1 ml·L-1 NaOH溶液滴定20 mL 0.1 ml·L-1 H2A溶液的 滴定曲线如图所示。下列说法不正确的是 ( )
A.a点溶液中:c(HA-)=c(H2A)B.b点溶液中:A2-水解平衡常数 =10-、b、c、d四点中,d点溶液中水的电离程度最大
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