江苏专用2021高考化学一轮复习专题10盐类水解和沉淀溶解平衡课件

专题10盐类水解和沉淀溶解平衡考点一盐类水解考点清单基础知识一、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①H+或②OH-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。2-3O-3O2-3O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“↑”。4H2-3O-3O-3O(2)运用电荷守恒、原子守恒等将其配平。重点突破一、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FeCl3溶液中加少量盐酸来抑制水解,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-3O2-3O-2O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 。-3O2-3O-3O2-4O2.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。-3O2-3O-3O-3O2-3O-3O考点二沉淀溶解平衡基础知识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。vvvvvv溶解结晶溶解结晶溶解结晶　固体溶解　溶解平衡　析出晶体(2)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幂的乘积为Qc(离子积)。当Qc②Ksp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Qc④Ksp时,有沉淀析出,直至达到平衡。重点突破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QcKsp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1×10-5mol·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QcKsp时,沉淀就会溶解。常用的方法有:①酸碱溶解法。加入酸或碱与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应,降低相应离子的浓度,使平衡向沉淀溶解的方向移动。如难溶于水的BaCO3可溶于盐酸中。②发生氧化还原反应使沉淀溶解。某些金属硫化物(如CuS、HgS等),其溶度积特别小,在其饱和溶液中c(S2-)特别小。这些金属硫化物能溶于氧化性酸(如硝酸、王水等),S2-被氧化,其浓度减小,从而达到沉淀溶解的目的。此法适用于那些具有明显氧化性或还原性的难溶物。③生成配合物使沉淀溶解。向沉淀溶解平衡体系中加入适当的配位剂,使溶液中某种离子生成稳定的配合物,以减小其离子浓度,从而使沉淀溶解。如溶解AgCl可加入氨水以生成[Ag(NH3)2]+。(3)实例探究①利用沉淀溶解平衡移动原理解释作“钡餐”用BaSO4而不用BaCO3的原因。②误服可溶性钡盐引起中毒,应尽快服用5.0%的Na2SO4溶液洗胃,使S 与Ba2+结合成沉淀而排出。2-4O③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)。微粒浓度大小比较及电解质溶液中微粒之间的定量关系1.微粒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.NH4HSO4三种溶液中c(N )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,因NH3·H2O的电离N 的水解,故离子浓度顺2-3O-3O-3O2-3O-3O4H4H知能拓展序为c(N )c(Cl-)c(OH-)c(H+)。2.电解质溶液中的微粒之间存在着三种定量关系(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)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)电荷数守恒关系(即电荷守恒)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-)。4H2-3O2-3O-3O-4O-4O2-4O3-4O-3O2-3O-4O2-4O3-4O注意1molC 带有2mol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)水电离的离子数守恒关系(即质子守恒)如纯碱溶液中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+)。现分别以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+);2-3O2-3O3-4O3-4O-3O-3O-3O-3O 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相联立,通过代数运算推出质子守恒式。2-3O例(2015江苏单科,14,4分)室温下,向下列溶液中通入相应的气体至溶液pH=7(通入气体对溶液体积的影响可忽略),溶液中部分微粒的物质的量浓度关系正确的是 ()A.向0.10mol·L-1NH4HCO3溶液中通CO2:c(N )=c(HC )+c(C )B.向0.10mol·L-1NaHSO3溶液中通NH3:c(Na+)c(N )c(S )C.向0.10mol·L-1Na2SO3溶液中通SO2:c(Na+)=2[c(S )+c(HS )+c(H2SO3)]D.向0.10mol·L-1CH3COONa溶液中通HCl:c(Na+)c(CH3COOH)=c(Cl-)4H-3O2-3O4H2-3O2-3O-3O解题导引(1)在比较溶液中离子浓度大小或判断关系式是否正确时,一般需借助电荷守恒和物料守恒。(2)①写电荷守恒式时,必须找全阴、阳离子并注意阴、阳离子所带的电荷数。②写物料守恒式时,有时不需要找全阴、阳离子。如B项中“NaHSO3溶液中通NH3”,不论通入NH3的量为多少,溶液中始终存在关系式:c(Na+)=c(HS )+c(S )+c(H2SO3)(此式由化学式NaHSO3即可得出)。-3O2-3O解析A项,依据电荷守恒可得c(N )+c(H+)=c(HC )+2c(C )+c(OH-),其中c(H+)=c(OH-),所以c(N )=c(HC )+2c(C )。B项,向NaHSO3溶液中通入NH3显中性,根据电荷守恒知:c(Na+)+c(H+)+c(N )=2c(S )+c(HS )+c(OH-)①;由物料守恒知,c(Na+)=c(S )+c(HS )+c(H2SO3)②;又pH=7,c(H+)=c(OH-