（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 專題十一 鹽類水解 沉淀溶解平衡課件.ppt

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1、專題十一鹽類水解沉淀溶解平衡,考點一鹽類水解原理及其應(yīng)用,,知識清單,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)生的這種作用叫做鹽類的水解。 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,溶液酸性越強。 (2)弱酸越弱,其陰離子的水解程度就越大,溶液堿性越強。 2.外因 (1)

2、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

3、酸根的正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多,如同濃度的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)該用可逆號“”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.雙水解反應(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

4、守恒等將其配平。,一、鹽類水解原理的應(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+、Fe3+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

5、NH4F溶液不能用玻璃瓶。 7.解釋生活、生產(chǎn)中的一些化學(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

6、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,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,,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(

7、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QcKsp時,有沉淀析出,直至達到平衡。,方法1離子濃度大小的比較及電解質(zhì)溶液中離子之間的定量關(guān)系 1.離子濃度大小比較的方法 (1)考慮水解因素:如Na2CO3溶液。 C+H2O HC+OH- HC+H2O H2CO3+OH- 所以c

8、(Na+)c(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)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,方法技巧,同濃度的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)溶液中的離子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)。

9、 NaH2PO4溶液中c(Na+)=c(H2P)變化前=c(H2P)+c(HP)+c(P)+c(H3 PO4)。 (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-

10、)水=c(HC)+2c(H2CO3)+c(H+)。 現(xiàn)以Na2CO3和NaHCO3溶液為例,用以下圖示幫助我們來理解質(zhì)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,還可將鹽溶液中的電荷守恒式和物料守恒式相聯(lián)立,通過代數(shù)運算推出質(zhì)子守恒式。,例1(2017江蘇單科,14,4分)常溫下,Ka(HCOOH)=1.7710-4,Ka(CH3COOH)=1.7510-5,Kb(NH3H2O)=1.7610-5,下列說法正確的是(雙選)() A.濃

11、度均為0.1 molL-1的HCOONa和NH4Cl溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度之和:前者大于后者 B.用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點,消耗NaOH溶液的體積相等 C.0.2 molL-1 HCOOH與0.1 molL-1 NaOH等體積混合后的溶液中: c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+) D.0.2 molL-1 CH3COONa與0.1 molL-1鹽酸等體積混合后的溶液中(pHc(Cl-)c(CH3COOH)c(H+),解題導(dǎo)引1.先確定溶液成分(兩溶液混合時能發(fā)生反應(yīng)者優(yōu)先考慮 反應(yīng)); 2.再確定溶液酸堿

12、性(考慮電離程度 、水解程度的相對大小); 3.若選項中包含等式,要考慮兩個守恒(兩個守恒指物料守恒和電荷守恒);若選項中包含不等式,要考慮兩個守恒且結(jié)合等量代換。 解析A項,HCOONa溶液中c(Na+)+c(H+)=0.1 molL-1+c(H+),NH4Cl溶 液中c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)=0.1 molL-1+c(OH-);已知:Ka(HCOOH)= 1.7710-4Kb(NH3H2O)=1.7610-5,即同濃度時電離程度HCOOHNH3H2O,則水解程度HCOO-Ka(CH3COOH),所以n(HCOOH)

13、小于后者,故B項錯誤。C項,混合后得HCOOH與HCOONa物質(zhì)的量之比為11的溶液,物料守恒:2c(Na+)=c(HCOOH)+ c(HCOO-),電荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),2-得 c(HCOOH)+2c(H+)=c(HCOO-)+2c(OH-),故C項錯誤。D項,混合后得 CH3COONa、NaCl和CH3COOH物質(zhì)的量之比為111的混合液,且pHc(CH3COO-) c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+)c(OH-),故D項正確。 答案AD,方法2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QcKsp時,就會生成

14、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)沉淀,從而達到分離或除雜的目的。 注意利用生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

15、Qc

16、gCl可加入氨水以生成Ag(NH3)2+。 (3)實例探究 利用沉淀溶解平衡移動原理解釋作“鋇餐”用BaSO4而不用BaCO3的原因。 誤服可溶性鋇鹽引起中毒,應(yīng)盡快服用5.0%的Na2SO4溶液洗胃,使S與Ba2+結(jié)合成沉淀而排出。 從沉淀溶解平衡的角度解釋溶洞的形成。,2.沉淀的轉(zhuǎn)化 (1)沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì) 沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動。通常,一種沉淀可以轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀,兩種難溶物的溶解能力差別越大,這種轉(zhuǎn)化的趨勢就越大。 (2)實例探究 往ZnS的沉淀溶解平衡體系中加入CuSO4溶液可將其轉(zhuǎn)化為更難溶的CuS沉淀。 ZnS(s)+Cu2+(aq) CuS(s)+Zn2+(aq)

17、依據(jù)沉淀轉(zhuǎn)化的原理,可用FeS等難溶物作為沉淀劑除去廢水中的某些金屬離子。 FeS(s)+Hg2+(aq) HgS(s)+Fe2+(aq),硬水中的Mg(HCO3)2煮沸時分解為MgCO3,繼續(xù)煮沸,MgCO3轉(zhuǎn)化為更 難溶的Mg(OH)2。 AgNO3溶液AgCl(白色沉淀)AgBr(淡黃色沉淀)AgI (黃色沉淀)Ag2S(黑色沉淀)。,例2(2017湖北襄陽調(diào)研,12)為研究沉淀的生成及其轉(zhuǎn)化,某小組進行如下實驗。下列關(guān)于該實驗的分析不正確的是(),A.中濁液中存在平衡:Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq)+Cr(aq) B.中溶液變澄清原因:AgOH+2NH3H2O Ag(NH3)2

18、OH+2H2O C.中顏色變化說明有AgCl生成 D.該實驗可以證明AgCl比Ag2CrO4更難溶,解題導(dǎo)引按照實驗順序,根據(jù)實驗現(xiàn)象分析各步發(fā)生的反應(yīng)以及第 一步反應(yīng)后上層清液和余下濁液的成分,再和選項對照,分析判斷正誤。 解析中產(chǎn)生的紅色沉淀是Ag2CrO4,則中濁液中存在溶解平衡 Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq)+Cr(aq),A項正確;中AgNO3過量,得到的上 層清液中含有一定量的Ag+,加入2 mol/L氨水時先發(fā)生反應(yīng)Ag++NH3H2O AgOH+N產(chǎn)生沉淀,后又發(fā)生反應(yīng)AgOH+2NH3H2OAg (NH3)2OH+2H2O生成可溶于水的配合物而得到澄清溶液,故B項正確;余下濁液中含有Ag+,加入KCl溶液后生成的白色沉淀一定是AgCl,C項正確;由于AgNO3過量,余下濁液中過量的Ag+可與Cl-結(jié)合成AgCl沉淀,而不是發(fā)生沉淀的轉(zhuǎn)化,所以不能證明AgCl比Ag2CrO4更難溶,D項錯誤。,答案D,