高中化学盐类的水解考点精讲3

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高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳

高中化学盐类水解和沉淀溶解平衡知识点归纳

考点1:盐类水解平衡及其应用一、盐类水解的定义和实质1. 盐类水解的定义强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时,电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出来的或生成弱电解质—弱酸或弱碱。

盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。

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电离平衡被破坏而建立起新的电离平衡。

3. 盐类水解反应离子方程式的书写一般盐类水解的程度很小,水解产物也很少,通常不生成沉淀和气体,书写水解方程式时,一般不用“↑”、“↓”。

盐类水解是可逆反应,除发生强烈双水解的盐外,一般盐类水解的离子方程式中不写“=”而写“”。

二、盐类水解的影响因素及其应用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大,溶液酸性越强。

(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越大,溶液碱性越强。

2. 外因(1)温度:升高温度,水解平衡正向移动,水解程度增大。

(2)浓度:① 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。

② 增大,促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解;增大,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能水解,相应盐溶液显酸性;组成盐的弱酸阴离子能水解,相应盐溶液显碱性。

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. 多元弱酸跟的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多,如同浓度的比的水解程度大得多。

四、溶液中的几个守恒关系1. 电荷守恒:电解质溶液呈电中性,即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。

2. 物料守恒(原子守恒):即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变。

3. 质子守恒:即在纯水中加入电解质,最后溶液中与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)考点2:沉淀溶解平衡一、溶解平衡溶质溶解的过程是一个可逆过程:二、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。

高二化学盐类的水解知识精讲

高二化学盐类的水解知识精讲

高二化学盐类的水解【本讲主要内容】盐类的水解1. 盐类对水的电离平衡的影响;2. 盐类水解的概念、规律及水解方程式;3. 盐类水解的影响因素;4. 盐类水解的应用;5. 盐溶液中微粒浓度的比较。

【知识掌握】【知识点精析】一. 盐溶液酸碱性的理论分析:用pH试纸分别测定同浓度的CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、NaCl四种盐溶液的pH。

分别为:pH>7、pH>7、pH<7、pH=7。

1. CH3COONa溶液CH3COONa溶于水时,电离出的CH3COO-和水电离出的H+结合生成难电离的H3COOH,消耗了溶液中的H+,促进水的电离,使水的电离平衡向右移动,产生更多的OH -,建立新平衡时,c(OH-)>c(H+),从而使溶液显碱性。

CH3COONa = Na+ + CH3COO-H2O OH-+ H+CH3COO-+ H+CH3COOH水解方程式:CH3COO-+H2O CH3COOH + OH-2. NH4Cl溶液NH4Cl溶于水时,电离出的NH4+和水电离出的OH-结合生成难电离的NH3•H2O,消耗了溶液中的OH-,促进水的电离,使水的电离平衡向右移动,产生更多的H+,建立新平衡时,c(H+)>c(OH-),从而使溶液显酸性。

NH4Cl=NH4++Cl-;H2O OH-+ H+NH4++OH-NH3•H2O水解方程式:NH4++ H2O NH3•H2O + H+3. NaCl溶液NaCl溶于水时,存在下列电离:NaCl=Na++ Cl-,H2O OH-+ H+由于HCl和NaOH都是易溶的、易电离的强电解质,在水溶液里H+和Cl-、OH-和Na+都不能结合,H2O的电离平衡未受影响,c(H+)=c(OH-)的关系仍然存在,故溶液呈中性。

小结:盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa 水解CH3COO-促进水的电离碱性强酸弱碱盐NH4Cl 水解NH4+促进水的电离酸性强碱强酸盐NaCl 不水解无无中性二. 盐类水解1. 定义:在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应,叫作盐类的水解。

高考化学主题3 盐类的水解

高考化学主题3  盐类的水解

水溶液中的离子平衡高考第一轮复习主题3 盐类的水解一、盐类水解的概念及实质 1.定义在溶液中盐电离出来的离子跟 产生的H +或OH -结合生成 的反应。

2.实质考点一 盐类的水解及其规律注意:盐类水解的实质是促进了水的电离平衡正向移动,从而使c(H +)≠c(OH -),溶液呈碱性或酸性。

水电离弱电解质二、盐类水解的特点及规律1.特点可逆→水解反应是 反应 吸热→水解反应是 反应的逆反应,是吸热反应 微弱→水解反应的程度很微弱可逆酸碱中和2.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(常温下)强酸强碱盐NaCl、KNO 3______— 性 =7强酸弱碱盐NH 4Cl、Cu(NO 3)2______________、_______ 性 <7弱酸强碱盐CH 3COONa、Na 2CO 3______ 、______ 性>7注意:盐类的水解遵循“有弱就水解、越弱越水解;谁强显谁性,同强显中性”的规律。

否中是NH 4+Cu 2+酸是CH 3COO -CO 32-碱三、盐类水解离子方程式的书写1.一般来说,盐类水解的程度不大,用可逆符号“ ”表示。

盐类水解一般不会产生沉淀和气体,所以水解产物不标符号“↓”和“↑”。

如CuCl2、NH4Cl溶液中: Cu 2++2H2O Cu(OH)2+2H+;NH 4++H2O NH3·H2O+H+。

2.多元弱酸盐弱酸阴离子的水解是分步进行的,水解反应的离子方程式要分步表示。

如Na 2S溶液中:S2-+H2O HS-+OH-、HS-+H2O H2S+OH-。

3.多元弱碱盐弱碱阳离子的水解简化成一步完成,如FeCl 3溶液中:Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。

4.水解分别呈酸性和碱性的离子组 , 若水解相互促进的程度较大 , 书写时要用“ ”“↑”“↓”等,如NaAlO 2溶液与AlCl3溶液混合,反应的离子方程式为Al3++3AlO 2-+6H2O 4Al(OH)3↓。

高二化学第二册第三章盐类的水解知识点

高二化学第二册第三章盐类的水解知识点

高二化学第二册第三章盐类的水解知识点一、盐类的水解:盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响溶液的酸碱性强碱弱酸盐 CH3COONa 能弱酸阴离子促进水的电离碱性强酸弱碱盐 NH4Cl 能弱碱阳离子促进水的电离酸性强酸强碱盐 NaCl 不能无无中性1、定义:在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程。

2、实质:弱电解质的生成,破坏了水的电离,促进水的电离平衡的过程。

3、规律:有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。

即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子,该盐就会水解;这些离子对应的碱或酸越弱,水解程度越大,溶液的pH变化越大;水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定,酸强显酸性,碱强显碱性。

4、特点:①水解反应和中和反应处于动态平衡,水解进行程度很小。

②水解反应为吸热反应。

③盐类溶解于水,以电离为主,水解为辅。

④多元弱酸根离子分步水解,以第一步为主。

5、盐类水解的离子反应方程式因为盐类的水解是微弱且可逆的,在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点:(1)应用“ ”号表示,(2)一般生成物中不出现沉淀和气体,因此在书写水解离子方程式时不标“darr;”“uarr;”(3)多元弱酸根的水解分步进行且步步难,以第一步水解为主。

二、影响水解平衡的因素影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。

外界条件对平衡移动也有影响,移动方向应符合勒夏特列原理,下面以NH4+水解为例:NH4++H2ONH3?H2O+H+进行说明1、温度:水解反应为吸热反应,升温平衡右移。

2、浓度:改变平衡体系中每一种物质的浓度,都可使平衡移动。

盐的浓度越小,水解程度越大。

3、溶液的酸碱度:加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。

例如:水解呈酸性的盐溶液,若加入碱,就会中和溶液中的H+,使平衡向水解的方向移动而促进水解;若加入酸,则抑制水解。

以NH4+ + H2O=NH3?H2O + H+ 为例:条件 c(NH4+) c(NH3?H2O) c(H+) c(OH-) pH 水解程度平衡移动方向加热减少增大增大减少减少增大正向加水减少减少减少增大增大增大正向通入氨气增大增大减少增大增大减少逆向加入少量增大增大增大减少减少减少正向NH4Cl(S)通入HCI 增大减少增大减少减少减少逆向加入少量减少增大减少增大增大增大正向NaOH(S)以CH3COO- + H2O=CH3COOH + OH- 为例:条件 c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH水解程度平衡移动方向加热减少增大增大减少增大增大正向加水减少减少减少增大减少增大正向加入冰醋酸增大增大减少增大减少减少逆向加入少量增大增大增大减少增大减少正向醋酸钠(s)通入HCI 减少增大减少增大减少增大正向加入少量NaOH(S) 增大减少增大减少增大减少逆向第三章水的电离和溶液的pH知识点的全部内容就是这些,希望对大家化学学习有帮助。

高中化学知识点详解《盐类的水解》

高中化学知识点详解《盐类的水解》

盐类水解知识点及习题考点1盐类水解反应的本质(一)盐类水解的实质:溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟结合生成,从而了水的电离。

(二)盐类水解的条件:盐必须能;构成盐的离子中必须有,如NH4+、Al3+、CO32-、S2-等。

(三)盐类水解的结果(1)了水的电离。

(2)盐溶液呈什么性,取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱;如强酸弱碱盐的水溶液显,强碱弱酸盐的水溶液显,强酸强碱盐的水溶液显,弱酸弱碱盐的水溶液是。

(3)生成了弱电解质。

(四)特征(1)水解:盐+水酸 + 碱,ΔH 0(2)盐类水解的程度一般比较,不易产生气体或沉淀,因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”;但若能相互促进水解,则水解程度一般较大。

[特别提醒]:分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质;外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。

强碱弱酸盐:弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子,从而使溶液中c(H+)减小,c(OH-)增大,即c(OH-)>c(H+)。

如Na2CO3,NaHCO3强酸弱碱盐:弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,从而使溶液中c(H+)增大,c(OH-)减小,即c(OH-)>c(H+)。

NH4Cl,AlCl3弱碱弱酸盐:弱碱阳离子与水电离出的OH-结合生成弱碱,弱酸根离子与水电离出的H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子。

CH3COONH4[例1] 25℃时,相同物质的量浓度下列溶液中,水的电离程度由大到小排列顺序正确的是()①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4ClA、①>②>③>④B、④>③>①>②C、③>④>②>①D、③>④>①>②[解析]①KNO3为强酸强碱盐,在水溶液中电离出的K+和NO—对水的电离平衡无影响;②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH—对水的电离起抑制作用,使水的电离程度减小;③CH3COONH4为弱酸弱碱盐,在水溶液中电离出的NH4+和CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH,并能相互促进,使水解程度加大从而使水的电离程度加大。

高考化学盐类的水解知识点详解

高考化学盐类的水解知识点详解

高考化学盐类的水解知识点详解盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应,称为盐类的水解。

1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。

2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。

如Na2S溶液中含有哪些离子,按浓度由大到小的顺序排列:c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)或:c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解如配制FeCl3,SnCl4,Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。

4.制备某些盐时要考虑水解Al2S3,MgS,Mg3N2等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备。

5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解如Mg,Al,Zn等活泼金属与NH4Cl,CuSO4,AlCl3等溶液反应.3Mg+2AlCl3+6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解.如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量。

指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。

即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。

7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl8.分析盐与盐反应时要考虑水解。

两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑:(1)能否发生氧化还原反应;(2)能否发生双水解互促反应;(3)以上两反应均不发生,则考虑能否发生复分解反应.9.加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.(3)加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物,灼烧得Fe2O3。

高三化学复习精品课件:盐类的水解

高三化学复习精品课件:盐类的水解

___________________________________________________________________________。
答案 (1)把一小块 pH 试纸放在洁净干燥的表面皿(或玻璃片)上,用蘸有待测溶液的玻璃棒 点在试纸的中部,试纸变色后,与标准比色卡比较来确定溶液的 pH 7~13 (2)向纯碱溶液中滴入酚酞溶液,溶液显红色;若再向该溶液中滴入过量氯化钙溶液,产生 白色沉淀,且溶液的红色褪去。则可以说明纯碱溶液呈碱性是由 CO23-引起的 (3)取 Na2CO3 溶液,滴加酚酞溶液呈红色,然后分成两份,加热其中一份,若红色变深, 则盐类水解吸热
_____________________________________________________________________。
(3)为探究盐类水解是一个吸热过程,请用 Na2CO3 溶液和其他必要试剂,设计一个简单的 实验方案:__________________________________________________________________

液>CH3COONa 溶液。
5.水解方程式的书写 (1)一般要求
如 NH4Cl 的水解离子方程式为 NH+ 4 +H2O
NH3·H2O+H+

(2)三种类型的盐水解方程式的书写。
①多元弱酸盐水解:分步进行,以第一步为主,一般只写第一步水解方程式。
如 Na2CO3 的水解离子方程式为 CO23-+H2O
第3讲 盐类的水解
【2020·备考】 最新考纲:1.了解盐类水解的原理及其一般规律。2.了解影响盐类水解程度的主要
因素。3.掌握水解离子方程式的书写。4.了解盐类水解的应用。 核心素养:1.变化观念与平衡思想:认识盐类水解有一限度,是可以调控的。能多

盐类水解 知识点总结高中

盐类水解 知识点总结高中

盐类水解知识点总结高中一、盐的定义盐是由一个金属离子和一个非金属离子结合而成的化合物,通常是由金属和非金属之间的离子键形成的。

盐类化合物通常呈结晶状,具有一定的溶解性。

常见的盐包括氯化钠、碳酸钙、硫酸铁等。

二、水解反应的基本原理在水溶液中,盐类化合物可以发生水解反应,即分解成原来的离子组分。

水解反应的基本原理是盐溶解后,其离子与水分子发生相互作用,产生氢氧根离子和对应的酸根离子。

例如,氯化钠在水中可以溶解成钠离子(Na⁺)和氯离子(Cl⁻),水解反应如下:NaCl(s) + H₂O(l) →Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)其中,Na⁺和Cl⁻都是盐类的离子组分,而被水分子溶解并与之发生相互作用,形成水合离子。

三、影响水解的因素1. 盐的性质:不同种类的盐在水中的水解程度可能不同,与其阳离子和阴离子的稳定性、电荷大小和水合能力等有关。

2. 溶解度:盐类的水解还受到其在水中的溶解度的影响,溶解度越大,水解的速度和程度可能越高。

3. 离解度:盐在水中的离解度也会影响其水解的程度,离解度越大,水解的程度可能越高。

四、水解产物盐类水解产物包括氢氧根离子(OH⁻)和对应的酸根离子。

具体产物取决于盐中阳离子和阴离子的性质以及水的性质。

例如,氯化钠的水解产物包括氢氧根离子和氯化氢:NaCl + H₂O → Na⁺ + Cl⁻ + H₂O → NaOH + HCl五、实际应用1. 化学实验:盐类水解是化学实验中常见的一种反应,用于教学和实验室研究中。

2. 工业应用:盐类水解也在一些工业生产中有重要应用,如金属冶炼、有机合成等。

六、总结盐类水解是化学课程中的重要内容,了解盐类水解的知识有助于理解化学反应的原理和应用。

本文对盐的定义、水解反应的基本原理、影响水解的因素、水解产物及实际应用进行了总结,希望对读者有所帮助。

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水解中和高中化学盐类的水解考点精讲1.复习重点制作人:陈静1.盐类的水解原理及其应用2.溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 2.难点聚焦(一) 盐的水解实质 H 2O H ++OH —n当盐AB 能电离出弱酸阴离子(B n —)或弱碱阳离子(A n+),即可与水电离出的H +或OH—结合成电解质分子,从而促进水进一步电离.与中和反应的关系:盐+水 酸+碱(两者至少有一为弱)由此可知,盐的水解为中和反应的逆反应,但一般认为中和反应程度大,大多认为是完全以应,但盐类的水解程度小得多,故为万逆反应,真正发生水解的离子仅占极小比例。

(二)水解规律简述为:有弱才水解,无弱不水解 越弱越水解,弱弱都水解 谁强显谁性,等强显中性 具体为: 1.正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F 碱性 中性 酸性取决于弱酸弱碱 相对强弱2.酸式盐①若只有电离而无水解,则呈酸性(如NaHSO 4) ②若既有电离又有水解,取决于两者相对大小 电离程度>水解程度,呈酸性电离程度<水解程度,呈碱性 强碱弱酸式盐的电离和水解.a) 以H m A n —表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡. H m+1A (n m An —1+ H 2(n+1)—+ H +抑制水解抑制电离增大[OH—] 促进电离促进水离 [H+]增大仅能存在于一定pH值范围如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化:pH值增大H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43—pH减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性:NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性:NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4(三)影响水解的因素内因:盐的本性.外因:浓度、温度、pH(1)温度升高,水解程度变大.(2)加水,水解程度变大.(3)改变溶液的pH值,可抑制或促进水解。

(四)比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q温度(T)T↑→α↑ T↑→h↑加水平衡正移,α↑促进水解,h↑增大[H+] 抑制电离,α↑促进水解,h↑增大[OH—]促进电离,α↑抑制水解,h↑增大[A—] 抑制电离,α↑水解程度,h↑注:α—电离程度 h—水解程度思考:①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗?②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸,对CH3COOH电离程度和CH3COO—水解程度各有何影响?(五)盐类水解原理的应用1.判断或解释盐溶液的酸碱性例如:①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同,其pH值分别为7、8、9,则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________②相同条件下,测得①NaHCO3②CH3COONa ③④CH3COONa三种溶液的pH值相同。

那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________.2.分析盐溶液中微粒种类.例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同,它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O,但微粒浓度大小关系不同.3.比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.(1)一种盐溶液中各种离子浓度相对大小①当盐中阴、阳离子等价时[不水解离子] >[水解的离子] >[水解后呈某性的离子(如H+或OH—)] >[显性对应离子如OH—或H+]实例:aCH3COONa. bNH4Cla.[Na+]>[CH3COO—] >[OH—] >[H+]b.[Cl—] >[NH4+]>[H+]>[OH—]②当盐中阴、阳离子不等价时。

要考虑是否水解,水解分几步,如多元弱酸根的水解,则是“几价分几步,为主第一步”,实例Na2S水解分二步S2—+H2O HS—+OH—(主要)HS—+H2O H2S+OH—(次要)各种离子浓度大小顺序为:[Na+]>[S2—] >[OH—] >[HS—] >[H+](2)两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.①若酸与碱恰好完全以应,则相当于一种盐溶液.②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余,则一般弱电解质的电离程度>盐的水解程度.4.溶液中各种微粒浓度之间的关系以Na2S水溶液为例来研究(1)写出溶液中的各种微粒阳离子:Na+、H+ 阴离子:S2—、HS—、OH—(2)利用守恒原理列出相关方程.10电荷守恒:[Na+]+[H+]=2[S2—]+[HS—]+[OH—]20物料守恒: Na2S=2Na++S2—若S2—已发生部分水解,S原子以三种微粒存在于溶液中。

[S2—]、[HS—],根据S原子守恒及Na+的关系可得.[Na+]=2[S2—]+2[HS—]+2[H2S]30质子守恒H2O H++OH—由H2O电离出的[H+]=[OH—],水电离出的H+部分被S2—结合成为HS—、H2S,根据H+(质子)守恒,可得方程:[OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S]想一想:若将Na2S改为NaHS溶液,三大守恒的关系式与Na2S对应的是否相同?为什么?提示:由于两种溶液中微粒种类相同,所以阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。

但物料守恒方程不同,这与其盐的组成有关,若NaHS只考虑盐本身的电离而不考虑HS—的进一步电离和水解,则[Na+]=[HS—],但不考虑是不合理的。

正确的关系为[Na+]=[HS—]+[S2—]+[H2S]小结:溶液中的几个守恒关系加热至干△(1)电荷守恒:电解质溶液呈电中性,即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。

(2)物料守恒(原子守恒):即某种原子在变化过程(水解、电离)中数目不变。

(3)质子守恒:即在纯水中加入电解质,最后溶液中[H +]与其它微粒浓度之间的关系式(由电荷守恒及质子守恒推出)练一练!写出0.1mol/L 溶液中微粒向后三天守恒关系式。

参考答案:CH 3COONa 3①[Na +]+[H +]=[OH —]+[HCO 3—]+2[CO 32—] ②[HCO 3—]+[CO 32—]+[H 2CO 3]=0.1 ③[OH —]=[H +]+[HCO 3—]+2[H 2CO 3]5.判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。

例1.AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+HCl △H >0(吸热) ①升温,平衡右移②升温,促成HCl 挥发,使水解完全AlCl 3+3H 2O Al(OH)3+3HCl ↑ ↓灼烧 Al 2O 3例2.Al 2(SO 4)3+6H 2O 2Al(OH)3+3H 2SO 4 △H >0(吸热)①升温,平衡右移②H 2SO 4难挥发,随C(H 2SO 4)增大,将抑制水解 综合①②结果,最后得到Al 2SO 4从例1例2可小结出,加热浓缩或蒸干盐溶液,是否得到同溶质固体,由对应酸的挥发性而定.结论:①弱碱易挥发性酸盐 −−→−蒸干氢氧化物固体(除铵盐) ② 弱碱难挥发性酸盐−−→−蒸干同溶质固体 6.某些盐溶液的配制、保存在配制FeCl 3、AlCl 3、CuCl 2、SnCl 2等溶液时为防止水解,常先将盐溶于少量相应的酸中,再加蒸馏水稀释到所需浓度.Na 2SiO 3、Na 2CO 3、NH 4F 等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中,因Na 2SiO 3、Na 2CO 3水解呈碱性,产生较多OH —,NH 4F 水解产生HF ,OH —、HF 均能腐蚀玻璃.7.某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存,如①Al 3+与S 2—、HS —、CO 32—、HCO 3—、AlO 2,SiO 32—、ClO —、C 6H 5O —等不共存 ②Fe 3与CO 32—、HCO 3—、AlO 2—、ClO —等不共存 ③NH 4+与ClO —、SiO 32—、AlO 2—等不共存想一想:Al 2S 3为何只能用干法制取?(2Al+2S Al 2S 3)小结:能发生双水解反应,首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大,其次水解一方产生较多,H+,另一方产生较多OH—,两者相互促进,使水解进行到底。

例如:—3 + 3H+2O3HCO3—+Al3+===Al(OH)3↓+3CO2↑8.泡沫灭火器内反应原理.NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应: 2HCO3—+Al3+==Al(OH3)↓+3CO2↑生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫9.制备胶体或解释某些盐有净水作用FeCl3、Kal2(SO4)2·12H2O等可作净水剂.原因:Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3,结构疏松、表面积大、吸附能力强,故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降,从而起到净水的作用.10.某些化学肥料不能混合使用如铵态(NH4+)氮肥、过磷酸钙[含Ca(HPO4)2]均不能与草木灰(主要成分K2CO3)混合使用.2NH4++CO32—==2NH3↑+CO2↑+H2O↑损失氮的肥效Ca2++2H2PO4—+2CO32—== CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42—难溶物,不能被值物吸收11.热的纯碱液去油污效果好.加热能促进纯碱Na2CO3水解,产生的[OH—]较大,而油污中的油脂在碱性较强的条件下,水解受到促进,故热的比不冷的效果好.12.在NH4Cl溶液中加入Mg粉,为何有H2放出?NH4++H2O NH3·H2O+H+Mg+2H+===Mg2++H2↑13.除杂例:除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下,加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2,搅拌充分反应,后过滤除去。

想一想:为何不能用NaOH或Na2CO3等溶液?3.例题精讲例1浓度为0.1mol/L的8种溶液:①HNO3②H2SO4③HCOOH ④Ba(OH)2⑤NaOH ⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl溶液pH值由小到大的顺序是(填写编号)____________.【解析】相同的物质的量浓度的各种电解溶液的pH值大小比较有以下一般规律:(1)同物质的量浓度的酸及水解呈酸性的盐溶液,其pH值的关系一般是:二元强酸<一元强酸<弱酸<水解显酸性的盐溶液.(2)同物质的量浓度的碱及水解呈碱性的盐溶液,其pH 值的关系一般是:二元强碱>一元强碱>弱碱>水解呈碱性的盐溶液。

(3)强酸弱碱盐,碱越丝状,水溶液酸性越强;弱酸强碱盐,酸越弱,溶液碱性越强。

(4)同物质的量浓度的多元弱酸及其盐水溶液的pH 关系是:以H 2PO 4为例:<H 3PO 4<NaH 2PO 4<NaHPO 4<Na 3PO 4. 答案:②①③⑧⑦⑥⑤④。

例2若pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性,其原因可能 A .生成一种强酸弱碱盐 B .弱酸溶液和强碱溶液C .弱酸与弱碱溶液反应D .一元强酸溶液与一元强碱溶液反应 [解析]本题考查同学们思维的敏捷性与严密性。

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