2016高考化学专题精讲：10.盐类的水解和沉淀溶解平衡

10.盐类的水解和沉淀溶解平衡2016年高考化学专题精解考纲要求考点考题类型高考频度命题规律1.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。盐类水解原理及应用选择题非选择题★★★1.本专题主要考查：(1)盐类水解原理及应用；(2)酸式盐的电离与水解；(3)溶液中粒子浓度大小比较；(4)沉淀溶解平衡的建立和相关计算。考纲要求考点考题类型高考频度命题规律2.了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。粒子浓度大小比较选择题非选择题★★★★★2.由于盐类水解涉及面较广，除了粒子浓度大小比较外，将盐类水解与其他知识结合进行考查，将是今后命题的基本方向。3.沉淀溶解平衡是新增的考点，除常规考查方式外，与图像结合考查也是今后命题的方向之一。沉淀溶解平衡选择题非选择题★★★★盐类的水解1.定义在溶液中盐电离出来的离子跟________________________结合生成_________的反应。水电离产生的H＋或OH－弱电解质2.实质盐电离→弱酸的阴离子→结合_____弱碱的阳离子→结合______→c(H＋)≠c(OH)→破坏了_______________→水的电离程度_____→溶液呈碱性、酸性或中性。H+OH-水的电离平衡增大3.特点可逆酸碱中和4.规律盐的类型实例是否水解水解的离子溶液的酸碱性溶液的pH强酸强碱盐NaCl、KNO3______________强酸弱碱盐NH4Cl、Cu(NO3)2_________________________弱酸强碱盐CH3COONa、Na2CO3__________________________________否是是NH、Cu2＋CH3COO－、碱性酸性中性pH＝7pH7pH7CO2－35.表示方法——水解的离子方程式(1)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，在书写盐类水解方程式时用“__”号连接，产物不标“↑”或“↓”，不把产物(如NH3·H2O、H2CO3)写成其分解产物的形式。如：Cu2＋＋2H2OCu(OH)2＋2H＋NH＋H2ONH3·H2O＋H＋(2)多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。例如Na2CO3水解____________________________。CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－(3)多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。例如：FeCl3水解_____________________________。(4)水解显酸性和碱性的离子存在于同一溶液中，由于相互促进水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等，如NaHCO3与AlCl3混合溶液的反应离子方程式：________________________________。Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑6.影响因素(1)内因形成盐的酸或碱的强弱。对应的酸或碱_____就越易发生水解。如酸性：CH3COOHH2CO3――→决定相同浓度的Na2CO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)。越弱(2)外因①温度、浓度条件移动方向水解程度水解产生的离子浓度升高温度__________________反应物浓度增大__________________减小__________________右移增大增大右移减小增大左移增大减小②外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。a.外加酸碱外加物质水解程度的影响弱酸阴离子弱碱阳离子酸__________碱__________增大减小减小增大b.加能水解的盐抵制促进水解规律口诀两强不水解，有弱才水解；谁强显谁性，同强显中性；越弱越水解，越热越水解；越稀越水解，越浓越难解；加酸抑制阳，加碱抑制阴；同性相抑制，异性相促进。沉淀溶解平衡1.含义在一定温度下的水溶液中，当沉淀_____和______的速率相等时，即建立了溶解平衡状态。2.建立过程溶解生成固体溶质溶液中的溶质v溶解___v沉淀，固体溶解v溶解___v沉淀，溶解平衡v溶解___v沉淀，析出晶体＝3.特征=≠不变4.沉淀溶解平衡常数——溶度积(1)表达式对于溶解平衡MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)(2)影响因素：只受______影响。温度(3)溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc(离子积)与Ksp的关系：=5.影响沉淀溶解平衡的因素(1)内因难溶电解质本身的性质，这是决定因素。(2)外因以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)ΔH＞0为例外界条件移动方向平衡后c(Ag＋)平衡后c(Cl－)Ksp升高温度正向增大增大增大加水稀释正向减小减小不变加入少量AgNO3逆向增大减小不变通入HCl逆向减小增大不变通入H2S正向减小增大不变沉淀溶解平衡的四个注意要点1.沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡的移动也同样遵循勒夏特列原理。2.溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性。3.复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行。4.一定温度下沉淀溶解平衡，曲线上的任意一点，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求Ksp。要点一盐溶液酸碱性的判断方法1.强酸与弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性，如NH4Cl、FeCl3等。2.强碱与弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性，如Na2CO3，K2S等。3.强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如NaCl、K2SO4等。4.弱酸弱碱盐，其水解程度大于(1)(2)两类，有的甚至水解完全。具体有三种情况：①生成的弱酸的电离程度大于生成的弱碱的电离程度，溶液呈酸性，如NH4F；②生成的弱酸的电离程度小于生成的弱碱的电离程度，溶液呈碱性，如NH4HCO3；③生成的弱酸和弱碱的电离程度相同，溶液呈中性，如CH3COONH4。5．强酸的酸式盐只电离，不水解，一定显酸性，如NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4。6．弱酸的酸式盐存在两种趋势，既存在电离平衡又存在水解平衡：HA－H＋＋A2－(电离，显酸性)，HA－＋H2OH2A＋OH－(水解，显碱性)。如果电离程度(Ka)大于水解程度，则显酸性，如果水解程度大于电离程度，则显碱性。【典例示范1】为更深入了解酸式盐水溶液的相关知识，设计以下相关内容，请仔细阅读后回答：(1)已知某二元酸H2A的电离方程式是：H2A===H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－。若0.1mol·L－1NaHA溶液的pH＝2，则0.1mol·L－1H2A溶液中c(H＋)________0.11mol·L－1(填“”“”或“＝”)。(2)已知某二元酸H2B的电离方程式是：H2BH＋＋HB－，HB－H＋＋B2－(电离常数K1＝1.3×10－7，K2＝7.1×10－15)，请判断NaHB溶液显________性。答案（1）(2)碱解析(1)0.1mol·L－1NaHA溶液的pH＝2，则c(H＋)＝10－2mol·L－1，说明HA－电离程度大于水解程度。在0.1mol·L－1H2A溶液中，H2A第一步完全电离，第二步部分电离，但第一步电离出的H＋会抑制第二步的电离，因此，c(H＋)0.11mol·L－1。(2)NaHB溶液呈酸性、碱性还是中性，取决于HB－的水解常数Kh与电离常数K2的相对大小。HB－的水解常数Kh＝KwK1＝1.0×10－141.3×10－7＝7.7×10－8K2＝7.1×10－15。突破酸式盐溶液酸碱性判断的方法中学常见酸式盐溶液中，强酸酸式根离子有HSO-4,完全电离；弱酸酸式根离子HSO-4的电离大于水解；其它水解大于电离。（2）在酸式盐NaHA溶液中：要点二溶液中粒子浓度的关系1．溶液中微粒浓度的大小比较(1)理论依据①电离理论发生电离的微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度，如H2CO3溶液中：c(H2CO3)c(HCO－3)c(CO2－3)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)②水解理论发生水解的微粒的浓度大于水解生成微粒的浓度，如Na2CO3溶液中，c(CO2－3)c(HCO－3)≫c(H2CO3)(多元弱酸酸根离子的水解以第一步为主)(2)微粒浓度大小比较规律①考虑水解因素：如Na2CO3溶液CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－HCO－3＋H2OH2CO3＋OH－H2OH＋＋OH－所以c(Na＋)c(CO2－3)c(OH－)c(HCO－3)。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a.NH4Cl溶液、b.CH3COONH4溶液、c.NH4HSO4溶液，三种溶液中c(NH＋4)由大到小的顺序是cab。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和氨水混合液中，离子浓度顺序为：c(NH＋4)c(Cl－)c(OH－)c(H＋)。2．电解质溶液中的微粒浓度的三种守恒规律(1)电荷守恒电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋c(OH－)＋2c(CO2－3)。(2)物料守恒电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类有所变化，但原子总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S原子以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。(3)质子守恒如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下：由图可得到Na2S水溶液中质子守恒式：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。【典例示范2】常温下，下列溶液中各微粒的浓度大小关系正确的是()A．等pH的氨水、KOH溶液、Ba(OH)2溶液中：c(NH＋4)＝c(K＋)＝c(Ba2＋)B．将10mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液逐滴滴入10mL0.1mol·L－1盐酸中：c(Na＋)c(Cl－)c(HCO－3)c(CO2－3)C．向NH4HCO3溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7：c(NH＋4)＋c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)D．0.2mol·L－1某一元弱酸HA溶液和0.1mol·L－1NaOH溶液等体积混合后的溶液：2c(OH－)＋c(A－)＝2c(H＋)＋c(HA)答案D解析A项，根据电荷守恒，等pH的氨水、KOH溶液、Ba(OH)2溶液中，c(NH＋4)＝c(K＋)＝2c(Ba2＋)；B项，将Na2CO3溶液逐滴滴入盐酸中，发生反应，最终得到0.0005molNa2CO3和0.001molNaCl的混合溶液，c(Na＋)c(Cl－)c(CO2－3)c(HCO－3)；C项，根据电荷守恒有c(H＋)＋c(Na＋)＋c(NH＋4)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋2c(CO2－3)，由于pH＝7故有c(Na＋)＋c(NH＋4)＝c(HCO－3)＋2(CO2－3)，错误。D项，反应后得到等物质的量浓度的HA和NaA的混合溶液，由电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)，物料守恒：2c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)，消去c(Na＋)可得：2c(OH－)＋c(A－)＝2c(H＋)＋c(HA)。要点三盐类水解的应用应用举例判断溶液的酸碱性FeCl3溶液显酸性，原因是：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋配制或贮存易水解的盐溶液配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解判断盐溶液干产物AlCl3溶液蒸干灼烧时的产物为Al2O3胶体的制取制取Fe(OH)3胶体