高考總復習課標版化學專題十六鹽類水解沉淀溶解平衡(講解練)教學講練

1、專題十六鹽類水解沉淀溶解平衡高考化學考點一鹽類水解原理及其應用考點清單考點基礎一、鹽類水解的定義和實質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.鹽類水解的實質鹽類的水解是鹽跟水之間的化學反應,水解(反應)的實質是生成弱電解質,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用1.內因:鹽本身的性質(1)弱堿越弱,其陽離子的水解程度就越大,對應鹽溶液的酸性越強。(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.鹽對應的酸(或堿)越弱,水解程度越大,相應鹽溶液堿性(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,應該用“”表示。鹽類水解一般不會產生沉淀和氣體,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的水解反應為:C+H2O HC+OH-HC+H2O H2CO3+OH-3.相互促進的水解反應方程式的書寫步驟(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、生產中的

5、一些化學現(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?？键c二沉淀溶解平衡及其應用考點基礎1.溶解平衡溶質溶解的過程是一個可逆過程:固體溶質溶液中的溶質溶解平衡的特點: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)則某難溶電解質的溶液中任一情況下有關離子濃度冪的乘積為Qc(離子積)。當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用1.沉淀的生成與溶解(1)在難溶電解質的溶液中,當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能夠發(fā)生;其次,沉淀生成的反應進行得越完全越好。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.電解質溶液中的微粒之間存在著三種定量關系(1)微粒數(shù)守恒關系(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 負電荷,所以電荷濃度應等于2c(C),同理P的電荷濃度等于3c(P)。(3)水電離的離子數(shù)守恒關系(即質子守恒)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+)。現(xiàn)分別以Na2CO3和NaHCO3溶