课标专用5年高考3年模拟A版2020高考化学专题十盐类水解沉淀溶解平衡ppt课件

(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 O3
H++CO32 (次要)、HCO3 +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HSO3
H++SO32 (主要)、HSO3 +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。
考点二 沉淀溶解平衡及其应用
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
v溶解 v结晶 固体溶解
溶液中的溶质v溶解 v结晶 溶解平衡
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 O24 与Ba2+结合成沉淀而排出。 ③从沉淀溶解平衡的角度解释溶洞的形成。
1.微粒浓度大小比较的方法
(1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液。
CO32 +H2O
HCO3 +OH-
HCO3 +H2O
H2CO3+OH-
所以c(Na+)>c(CO32 )>c(OH-)>c(HCO3 )。
(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
的离子浓度小于1×10-5 mol·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Qc<Ksp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。
”连接并注明
重点难点 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 O3 、CO32 、AlO2 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
HCO3 +OH-,加热使溶液
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++SO24 。
2.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。
(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Qc② < Ksp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Qc④ > Ksp时,有沉淀析出,直至达到平衡。
重点难点 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Qc>Ksp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
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)。
方法技巧
方法 微粒浓度大小的比较及电解质溶液中微粒之间的定量关系
(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)
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++3HCO3 Al(OH)3↓+3CO2↑。 10.纯碱溶液越热去污能力越强:CO32 +H2O 中c(OH-)增大。
H
4
)
由大到小的顺序是c>a>b。
(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>NH
4
的水解,故离子
浓度顺序为c(N
H
4
)>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)
解析 常温下pH=7说明溶液呈中性,酸和碱溶液等体积混合,若HA为强 酸,则c(HA)=0.1 mol·L-1;若HA为弱酸,则c(HA)>0.1 mol·L-1,A项错误。常 温下pH=7时c(H+)=c(OH-),根据电荷守恒可知混合溶液中存在c(Na+)+ c(H+)=c(A-)+c(OH-),则c(Na+)=c(A-),B项错误。pH<7,溶液呈酸性,若HA为 弱酸,则混合后溶液中的溶质为NaA和HA,c(Na+)<c(HA)+c(A-);若HA为 强酸,结合电荷守恒有c(Na+)<c(A-),溶液中不存在HA,C项错误。若pH= 12,设强酸HA的浓度为c mol·L-1,体积为V L,则c(OH-)= 0.1mol L1 VL cmol L1 VL =10-2 mol·L-1,解得c=0.08,D项正确。
所以c(OH-)=c(HCO3 )+2c(H2CO3)+c(H3O+),即c(OH-)=c(HCO3 )+2c(H2CO3)
+c(H+);
所以c(OH-)+c(CO32 )=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。
例 (2019届广东惠州一调,13)常温下,将一定浓度的某一元酸HA和 0.1 mol·L-1 NaOH溶液等体积混合后,下列说法正确的是 ( ) A.若pH=7,则HA的浓度一定为0.1 mol·L-1 B.若pH=7,则c(A-)>c(Na+) C.若pH<7,溶液中的微粒浓度关系为:c(Na+)=c(HA)+c(A-) D.若pH=12,且HA为强酸时,HA的浓度应为0.08 mol·L-1 解题导引 在分析溶液中粒子浓度关系时,经常用到“三个守恒”。① 电荷守恒:阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。②物 料守恒:溶液中某一组分的原始浓度等于它在溶液中各种存在形式的浓 度之和。③质子守恒:溶液中水电离出的H+与水电离出的OH-数目相 等。当不能直接找出等量关系时,可以根据电荷守恒和物料守恒等进行 综合分析。
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。
如纯碱溶液中c(Na+)=2c(CO32 )变化前=2c(CO32 )+2c(HCO3 )+2c(H2CO3)。
NaH2PO4溶液中c(Na+)=c(H2P
O
4
)变化前=c(H2P
O
4
)+c(HP
O
2 4
)+c(PO34
)+c(H3
PO4)。
(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(HCO3 )+2c(CO32 )+c(OH-)。 Na2HPO4溶液中c(Na+)+c(H+)=c(H2PO4 )+2c(HPO24 )+3c(PO34)+c(OH-)。
专题十 盐类水解 沉淀溶解平衡
考点清单
考点一 盐类水解原理及其应用
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① H+ 或② OH- 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 。
Cu(OH)2+2H+
N
H
4
+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:
CO32 +H2O
HCO3 +OH-
HCO3 +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“ “↓”或“↑”。 (2)运用电荷守恒、原子守恒等将其配平。
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CO32 比HCO3 的水解程度大,含CO32 溶液的碱性更强。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
注意 1 mol CO32带有2 mol 负电荷,所以电荷浓度应等于2c(CO32),同 理PO34的电荷浓度等于3c(PO34 )。 (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(HCO3 )+2c(H2CO3)+c(H+),所以c (OH-)水=c(HCO3 )+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:
v溶解 v结晶 析出晶体
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。