新高考一轮复习通用版专题十四盐类水解和沉淀溶解平衡课件（21张）

考点一盐类水解及其应用盐类水解是指在水溶液中,盐电离产生的离子与水电离产生的H+或OH-结

合生成弱电解质的反应。水解反应是可逆的,是微弱的,它是酸碱中和反

应的逆反应,是吸热反应。2.盐类水解的规律:有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解,谁强显谁性。1)内因:盐本身的性质。2)外因:①浓度;②温度;③外加物质。4.盐的水解常数(以A-+H2O

HA+OH-为例)1)表达式:Kh=

2)Kh与KW、Ka的关系Kh=

=

1)判断溶液的酸碱性:FeCl3溶液显酸性,原因是Fe3++3H2O

Fe(OH)3+3H+。2)判断酸性强弱:等物质的量浓度的NaX、NaY、NaZ三种盐溶液的pH分

别为8、9、10,则酸性HX>HY>HZ。3)配制或贮存易水解的盐溶液:配制CuSO4溶液时,加入少量H2SO4;配制

FeCl3溶液时,加入少量盐酸。4)胶体的制取:制取Fe(OH)3胶体的离子方程式为Fe3++3H2O

Fe(OH)3(胶体)+3H+。5)制作泡沫灭火器:成分为NaHCO3与Al2(SO4)3,发生反应Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑。6)作净水剂:明矾可作净水剂,原理为Al3++3H2O

Al(OH)3(胶体)+3H+。7)化肥的使用:铵态氮肥与草木灰不能混用。8)作除锈剂:NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接的除锈剂。9)利用水解反应制备物质:TiCl4+(x+2)H2O

TiO2·xH2O↓+4HCl。考点二沉淀溶解平衡溶质溶解的过程是一个可逆过程:固体溶质

溶液中的离子

溶解平衡的特点:逆、等、动、定、变(平衡移动原理适用)。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,用Ksp表示。对于溶解平衡AmBn(s)

mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=[c(An+)]m·[c(Bm-)]n。Ksp的大小只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。2)某温度下,难溶电解质溶液在任意时刻下有关离子浓度幂的乘积为Q

(离子积)。当Q<Ksp时,溶液不饱和,无沉淀析出;当Q=Ksp时,沉淀与溶解处于平衡状态;当Q>Ksp时,溶液过饱和,有沉淀析出。综合盐溶液中微粒浓度大小关系比较1)单一盐溶液中离子浓度的比较,需要考虑弱离子的水解因素:如在Na2CO3溶液中,C

+H2O

HC

+OH-HC

+H2O

H2CO3+OH-所以c(Na+)>c(C

)>c(OH-)>c(HC

)。2)不同盐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NH4Cl(a)、CH3COONH4(b)、NH4HSO4(c)三种溶液中

c(N

)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的电离程度>N

的水解程度,故离子浓度顺序为c(N

)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。2.电解质溶液中的“三大守恒”1)电荷守恒:溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷

总数。如在NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HC

)+2c(C

)+c(OH-)。2)元素质量守恒:电解质溶液中,变化前后某种元素的原子总数守恒。如

0.1mol·L-1NaHCO3溶液中:c(Na+)=c(HC

)+c(C

)+c(H2CO3)=0.1mol·L-1。3)质子守恒:电解质溶液中,分子或离子得到质子(H+)与失去质子(H+)的物

质的量相等。以Na2CO3溶液为例:c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+2c(H2CO3)。应用

Ksp在化工流程中的应用1.沉淀的生成、溶解与转化1)沉淀的生成:在难溶电解质的溶液中,当Q>Ksp时,就会生成沉淀。利用

生成沉淀来除去溶液中的杂质离子,常用方法有①加沉淀剂法: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。②调节pH法:如除去CuCl2溶液中的FeCl3,可加入

CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3,Fe3++3H2O

Fe(OH)3↓+3H+,加入Cu(OH)2等物质消耗H+,平衡正向移动,生成Fe(OH)3沉淀。2)沉淀的溶解:当Q<Ksp时,沉淀就会溶解。常用方法有①酸、碱溶解法:如用盐酸溶解BaCO3。②氧化还原法:适用

于具有明显氧化性或还原性的难溶物。如用硝酸溶解金属硫化物(CuS、HgS等)。③生成配合物法:如要溶解AgCl可加入氨水生成[Ag(NH3)2]+。④盐溶解法:如用NH4Cl溶液溶解Mg(OH)2。3)沉淀的转化一般来说,若难溶电解质类型相同,则Ksp较大的沉淀易转化为Ksp较小的沉

淀;若类型不同,沉淀的溶解度差别越大,越容易转化。2.Ksp的应用1)根据沉淀的先后次序,比较Ksp的大小。如向浓度均为0.1mol/L(同浓度)

的NaCl和NaI(同类型)混合溶液中滴加少量AgNO3溶液(少量沉淀剂),先

出现黄色沉淀(先生成的沉淀的Ksp更小),则Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。2)根据Ksp判断沉淀某离子的pH范围。如已知:Ksp[Al(OH)3]=1×10-33,Ksp[Fe(OH)3]=3×10-39,pH=7.1时Mn(OH)2开始沉淀。室温下,除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+(使其浓度小于1×10-6mol/L),需调节溶液pH范围为5.0<pH<7.1。【例】(2020课标Ⅲ,27节选)某油脂厂废弃的油脂加氢镍催化剂主要含

金属Ni、Al、Fe及其氧化物,还有少量其他不溶性物质。采用如下工艺

流程回收其中的镍制备硫酸镍晶体(NiSO4·7H2O):

溶液中金属离子开始沉淀和完全沉淀的pH如表所示:金属离子Ni2+Al3+Fe3+Fe2+开始沉淀时(c=0.01mol·L-1)的pH7.23.72.27.5沉淀完全时(c=1.0×10-5mol·L-1)的pH8.74.73.29.0回答下列问题:(4)利用上述表格数据,计算Ni(OH)2的Ksp=

(列出计算式)。如果

“转化”后的溶液中Ni2+浓度为1.0mol·L-1,则“调pH”应控制的pH范围

是

。解题导引结合沉淀溶解平衡进行的条件控制的分析,如运用Ksp计算反

应所需要的pH范围,根据题目要求计算某条件下的离子浓度、加入的试

剂量等。解析

(4)根据表中信息,Ni2+开始沉淀时pH=7.2,c(H+)=10mol·L-1,c(OH-)

=(10-14/10)mol·L-1,Ksp=c(Ni2+)·c2(OH-×(10)2;或利用Ni2+沉淀完全

时的数据计算得Ksp=10-5×(10)2。c(Ni2+)=1.0mol·L-1,若不生成Ni(OH)2,

则c(OH-)<

mol·L-1=10mol·L-1,则c(H+)>10mol·L-1,pH<6.2,同时调节pH≥3+,故pH应控制的范围是3.2~6.2。×(10)2[或10-5×(10)2]3.2~6.2创新

新情境下溶液中离子平衡图像的分析一、常见类型1.对数图像或负对数(如pH等)图像如常温下将NaOH溶液加到二元酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH与离子浓

度对数的关系图:

2.弱电解质“分布系数”图像如298K时,在H3PO4溶液中滴入NaOH溶液,含磷元素的各物种的分布分

数与pH的关系图:如一定温度下AgCl(s)

Ag+(aq)+Cl-(aq)体系中,c(Ag+)和c(Cl-)的关系图:

如常温下,将NaOH溶液滴加到一元酸(HA)溶液中,混合溶液pH与NaOH

溶液体积的关系图:

二、规律总结1.计算弱酸(弱碱)电离平衡常数,找曲线的交点或起点,交点处两种离子浓

度相等,起点处可进行粗略计算。2.比较酸式盐的电离程度和水解程度,看图像中酸式酸根离子大量存在时的pH。3.离子浓度大小关系判定,注意观察图像中离子浓度变化趋势,正确应用

三大守恒关系。4.关注滴定曲线的起点和终点,以及沉淀溶解平衡曲线外的各点与曲线

上各点的关系(正确应用Q与Ksp之间的关系)。5.分数形式的微粒浓度变化趋势可借助电离平衡常数、水解平衡常数进

行分析。6.注意离子浓度的负对数与离子浓度大小的对应关系。【例】(2021全国甲,12,6分)已知相同温度下,Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3)。某

温度下,饱和溶液中-lg[c(S

)]、-lg[c(C

)]与-lg[c(Ba2+)]的关系如图所示。

下列说法正确的是

(

)A.曲线①代表BaCO3的沉淀溶解曲线4的Ksp(BaSO4×10-102固体可使溶液由a点变到b点D.c(Ba2+)=10时两溶液中

=1

解题导引

本题要注意横坐标和纵坐标均为离子浓度的负对数,通过Ksp

的大小即可判断曲线②对应BaCO3的沉淀溶解平衡曲线。解析

A项,Ksp(BaSO4)<Ksp(BaCO3),即-lg[Ksp(BaCO3)]<-lg[Ksp(BaSO4)],则

曲线②为BaCO3的沉淀溶解曲线,错误;B项,曲线①上,当-