2019高考化学一轮复习第11讲盐类水解沉淀溶解平衡课件.ppt

《2019高考化学一轮复习第11讲盐类水解沉淀溶解平衡课件.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2019高考化学一轮复习第11讲盐类水解沉淀溶解平衡课件.ppt（26页珍藏版）》请在麦多课文档分享上搜索。

1、第11讲 盐类水解 沉淀溶解平衡,考点一 盐类水解原理及其应用,知识清单,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 H+ 或 OH- 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 大 ,溶液酸性越 强 。 (2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度

2、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 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

3、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 的C 比HC 的水解程度大,含C 溶液的碱性更强。,四 水解方程式的书写 1.一般来说,盐类水解的程度不大,应该用可逆号“ ”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 NH3H2O+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Na 2CO3的水解反应为:C +H2O HC +OH-HC +H2O H2CO3+OH-,3.双水解反应方

4、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“”。 (2)运用电荷守恒、原子守恒等将其配平。,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+、Fe3+ 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,如浓缩FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得 氢氧化物,灼烧得金属氧化物。 6.保存

5、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

6、只电离,不水解,其溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液: NaHSO4 Na+H+S 。 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。 (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

7、性。,考点二 沉淀溶解平衡及其应用,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= c(An+)mc(Bm-)n 。 与其他平衡常数一样,Ksp的大小只受温度的影响。,(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Qc Ksp时,有沉淀析出,直至达到平衡。,方法1 离子浓度大小的比较及电解质溶液中离子

8、之间的定量关系 1.离子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,方法技巧,同浓度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3H2O的电离N 的水解,故离子 浓度顺序为c(N )c(Cl-)c(OH-)c(H+)。 2

9、.电解质溶液中的离子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(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(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 带有2 mol 负电荷,所以电荷浓度应等于2c(C

10、),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+);,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

11、质子守恒式。,例1 (2017江苏单科,14,4分)常温下,Ka(HCOOH)=1.7710-4,Ka(CH3COOH)=1.7510-5,Kb(NH3H2O)=1.7610-5,下列说法正确的是(双选) ( ) A.浓度均为0.1 molL-1的HCOONa和NH4Cl溶液中阳离子的物质的量浓 度之和:前者大于后者 B.用相同浓度的NaOH溶液分别滴定等体积pH均为3的HCOOH和CH3 COOH溶液至终点,消耗NaOH溶液的体积相等 C.0.2 molL-1 HCOOH与0.1 molL-1 NaOH等体积混合后的溶液中: c(HCOO-)+c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+) D.

12、0.2 molL-1 CH3COONa与0.1 molL-1盐酸等体积混合后的溶液中(pHc(Cl-)c(CH3COOH)c(H+),解题导引 1.先确定溶液成分(两溶液混合时能发生反应者优先考虑 反应); 2.再确定溶液酸碱性(考虑电离程度 、水解程度的相对大小); 3.若选项中包含等式,要考虑两个守恒(两个守恒指物料守恒和电荷守 恒);若选项中包含不等式,要考虑两个守恒且结合等量代换。解析 A项,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(

13、HCOOH)= 1.7710-4Kb(NH3H2O)=1.7610-5,即同浓度时电离程度HCOOHNH3H2O,则水解程度HCOO-Ka(CH3COOH),所以n(HCOOH)n(CH3COOH),消耗NaOH,溶液的体积前者小于后者,故B项错误。C项,混合后得HCOOH与 HCOONa物质的量之比为11的溶液,物料守恒:2c(Na+)=c(HCOOH)+ c(HCOO-),电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(HCOO-)+c(OH-),2-得 c(HCOOH)+2c(H+)=c(HCOO-)+2c(OH-),故C项错误。D项,混合后得 CH3COONa、NaCl和CH3COOH物质的量

14、之比为111的混合液,且pHc(CH3COO-) c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+)c(OH-),故D项正确。答案 AD,方法2 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)沉 淀,从而达到分离或除杂的目的。 注意 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

15、化为溶解度较小的Mg(OH)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110-5 molL-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: 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。 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。这些金属硫化物只能溶于氧化性酸(如硝酸、王水

16、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。 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 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。 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。 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。

17、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 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) 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),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。 AgNO3溶液 AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黄色沉淀) AgI (黄色沉淀) Ag2S(黑色

18、沉淀)。,例2 (2017湖北襄阳调研,12)为研究沉淀的生成及其转化,某小组进行 如下实验。下列关于该实验的分析不正确的是 ( ),A.中浊液中存在平衡:Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq)+Cr (aq) B.中溶液变澄清原因:AgOH+2NH3H2O Ag(NH3)2OH+2H2O C.中颜色变化说明有AgCl生成 D.该实验可以证明AgCl比Ag2CrO4更难溶,解题导引 按照实验顺序,根据实验现象分析各步发生的反应以及第 一步反应后上层清液和余下浊液的成分,再和选项对照,分析判断正误。解析 中产生的红色沉淀是Ag2CrO4,则中浊液中存在溶解平衡 Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq)+Cr (aq),A项正确;中AgNO3过量,得到的上 层清液中含有一定量的Ag+,加入2 mol/L氨水时先发生反应Ag+NH3H2 O AgOH+N 产生沉淀,后又发生反应AgOH+2NH3H2O Ag (NH3)2OH+2H2O生成可溶于水的配合物而得到澄清溶液,故B项正确; 余下浊液中含有Ag+,加入KCl溶液后生成的白色沉淀一定是AgCl,C项 正确;由于AgNO3过量,余下浊液中过量的Ag+可与Cl-结合成AgCl沉淀, 而不是发生沉淀的转化,所以不能证明AgCl比Ag2CrO4更难溶,D项错误。,答案 D,