高考總復(fù)習(xí)課標(biāo)版化學(xué)專題十六鹽類水解沉淀溶解平衡(講解練)教學(xué)講練

1、專題十六鹽類水解沉淀溶解平衡高考化學(xué)考點一鹽類水解原理及其應(yīng)用考點清單考點基礎(chǔ)一、鹽類水解的定義和實質(zhì)1.鹽類水解的定義強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽溶于水時,電離產(chǎn)生的陰離子或陽離子可分別與水電離出來的H+或OH-生成弱電解質(zhì)弱酸或弱堿。鹽與水發(fā)生的這種作用叫作鹽類的水解。2.鹽類水解的實質(zhì)鹽類的水解是鹽跟水之間的化學(xué)反應(yīng),水解(反應(yīng))的實質(zhì)是生成弱電解質(zhì),使水的電離平衡被破壞而建立起新的平衡。鹽的水解促進了水的電離。二、鹽類水解的影響因素及應(yīng)用1.內(nèi)因:鹽本身的性質(zhì)(1)弱堿越弱,其陽離子的水解程度就越大,對應(yīng)鹽溶液的酸性越強。(2)弱酸越弱,其陰離子的水解程度就越大,對應(yīng)鹽溶液的堿性越強。2.外

2、因(1)溫度:升高溫度,水解平衡正向移動,水解程度增大。(2)濃度a.增大鹽溶液的濃度,水解平衡正向移動,水解程度減小,但水解產(chǎn)生的離子濃度增大;加水稀釋,水解平衡正向移動,水解程度增大,但水解產(chǎn)生的離子濃度減小。b.增大c(H+),促進強堿弱酸鹽的水解,抑制強酸弱堿鹽的水解;增大c(OH-),促進強酸弱堿鹽的水解,抑制強堿弱酸鹽的水解。三、鹽類水解的規(guī)律有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解,誰強顯誰性。1.組成鹽的弱堿陽離子(Mx+)能水解,使溶液顯酸性;組成鹽的弱酸陰離子(Ay-)能水解,使溶液顯堿性。2.鹽對應(yīng)的酸(或堿)越弱,水解程度越大,相應(yīng)鹽溶液堿性(或酸性)越強。3.多元弱酸根的正

3、酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多,如同濃度時C比HC的水解程度大,含C溶液的堿性更強。四、水解方程式的書寫1.一般來說,鹽類水解的程度不大,應(yīng)該用“”表示。鹽類水解一般不會產(chǎn)生沉淀和氣體,所以一般不用符號“”和“”。如:Cu2+2H2O Cu(OH)2+2H+N+H2O NH3H2O+H+2.多元弱酸鹽的水解是分步進行的,用分步水解離子方程式表示。如Na2CO3的水解反應(yīng)為:C+H2O HC+OH-HC+H2O H2CO3+OH-3.相互促進的水解反應(yīng)方程式的書寫步驟(1)先寫出水解的離子及水解后的最終產(chǎn)物,用“”連接并注明“”或“”。(2)運用電荷守恒、原子守恒等將其配平。重點突破一、鹽

4、類水解原理的應(yīng)用1.判斷鹽溶液的酸堿性時要考慮鹽的水解。2.判斷鹽溶液中離子種類及其濃度大小關(guān)系時要考慮鹽的水解。3.判斷溶液中離子能否大量共存時,有時要考慮鹽的水解,如Al3+與HC、C、Al等不能大量共存。4.鹽在參加反應(yīng)時,有時要考慮鹽的水解,如Mg加到NH4Cl溶液中,AlCl3與Na2S溶液混合等。5.加熱濃縮某些鹽溶液時,要考慮水解,如分別濃縮FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得氫氧化物,灼燒得金屬氧化物。6.保存某些鹽溶液時,要考慮鹽的水解,如FeCl3溶液中加少量鹽酸來抑制水解,保存Na2CO3等堿性鹽溶液的試劑瓶不能用玻璃塞,保存NH4F溶液不能用玻璃瓶。7.解釋生活、生產(chǎn)中的

5、一些化學(xué)現(xiàn)象,如明礬凈水、化肥施用等。8.某些膠體的制備利用水解原理,如實驗室制備Fe(OH)3膠體:Fe3+3H2OFe(OH)3(膠體)+3H+。9.泡沫滅火器工作原理:Al3+3HCAl(OH)3+3CO2。10.純堿溶液越熱去污能力越強:C+H2OHC+OH-,加熱使溶液中c(OH-)增大。二、酸式鹽溶液酸堿性的判斷酸式鹽的水溶液顯什么性,要看該鹽的組成微粒的實際表現(xiàn)。1.強酸的酸式鹽只電離,不水解,其溶液一定顯酸性。如NaHSO4溶液:NaHSO4 Na+H+S。2.弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性,取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。(1)若電離程度小于水解程度,則溶液顯堿性

6、。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+),溶液呈堿性;NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦顯堿性。(2)若電離程度大于水解程度,則溶液顯酸性。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-),溶液顯酸性;NaH2PO4溶液亦顯酸性。考點二沉淀溶解平衡及其應(yīng)用考點基礎(chǔ)1.溶解平衡溶質(zhì)溶解的過程是一個可逆過程:固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)溶解平衡的特點:逆、等、動、定、變(適用平衡移動原理)。2.溶度積(1)溶度積常數(shù):一定溫度下難溶電解質(zhì)的飽和溶液中,各組分離子

7、濃度冪的乘積為一常數(shù)。對于溶解平衡AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=c(An+)mc(Bm-)n。與其他平衡常數(shù)一樣,Ksp的大小只受溫度的影響。(2)溶度積規(guī)則某難溶電解質(zhì)的溶液中任一情況下有關(guān)離子濃度冪的乘積為Qc(離子積)。當(dāng)QcKsp時,有沉淀析出,直至達到平衡。重點突破沉淀溶解平衡的應(yīng)用1.沉淀的生成與溶解(1)在難溶電解質(zhì)的溶液中,當(dāng)QcKsp時,就會生成沉淀。據(jù)此,加入沉淀劑析出沉淀,是分離、除雜常用的方法。如以Na2S、H2S等作沉淀劑,使某些金屬離子(如Cu2+、Hg2+等)生成極難溶的硫化物(CuS、HgS等),從而達到分離或除雜的目的。注意利用生

8、成沉淀分離或除去某種離子,首先,要使生成沉淀的反應(yīng)能夠發(fā)生;其次,沉淀生成的反應(yīng)進行得越完全越好。如要除去溶液中的Mg2+,可使用NaOH等使之轉(zhuǎn)化為溶解度較小的Mg(OH)2。不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去。一般認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于110-5 molL-1時,沉淀就達完全。由Ksp的表達式可知,使除去的離子在溶液中殘留的濃度盡可能小,需要加入過量的沉淀劑。(2)當(dāng)Qcc(C)c(OH-)c(HC)。(2)不同溶液中同一離子濃度的比較要看溶液中其他離子對它的影響。如相同濃度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三種溶液中c(N)由大到小的順序是cab。(3

9、)混合液中各離子濃度的比較要綜合分析水解因素、電離因素,如相同濃方法技巧度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3H2O的電離N的水解,故離子濃度順序為c(N)c(Cl-)c(OH-)c(H+)。2.電解質(zhì)溶液中的微粒之間存在著三種定量關(guān)系(1)微粒數(shù)守恒關(guān)系(即物料守恒)如純堿溶液中c(Na+)=2c(C)變化前=2c(C)+2c(HC)+2c(H2CO3)。NaH2PO4溶液中c(Na+)=c(H2P)變化前=c(H2P)+c(HP)+c(P)+c(H3PO4)。(2)電荷數(shù)守恒關(guān)系(即電荷守恒)如小蘇打溶液中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 mol C帶有2 mol 負(fù)電荷,所以電荷濃度應(yīng)等于2c(C),同理P的電荷濃度等于3c(P)。(3)水電離的離子數(shù)守恒關(guān)系(即質(zhì)子守恒)如純堿溶液中c(H+)水=c(OH-)水,c(H+)水=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+),所以c(OH-)水=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+)?，F(xiàn)分別以Na2CO3和NaHCO3溶