新高考化学复习专题十三盐类水解和沉淀溶解平衡教学课件

专题十三盐类水解和沉淀溶解平衡考点1盐类水解1.盐类水解的相关概念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(1)“有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁强显谁性,同强显中性”。例如①酸性

HCN<CH3COOH,则相同条件下溶液碱性NaCN>CH3COONa;②NaCl为强酸强碱盐,不

水解,溶液呈中性;NH4Cl为强酸弱碱盐,溶液呈酸性;CH3COONa为强碱弱酸盐,溶液呈碱性;CH3COOH的Ka与NH3·H2O的Kb近似相等,则CH3COONH4溶液接近中性;HCOOH

的Ka大于NH3·H2O的Kb,则HCOONH4溶液呈酸性。(2)正盐的水解程度大于酸式盐。例如同浓度时Na2CO3比NaHCO3的水解程度大,溶液

pH:Na2CO3>NaHCO3。(3)酸式盐溶液酸碱性的判断①强酸的酸式盐只电离,不水解,其溶液一定显酸性,如NaHSO4。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。a.若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性。如NaHSO3、NaH2PO4。b.若电离程度小于水解程度,则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。3.盐类水解的影响因素(1)内因:盐本身的性质。(2)外因因素及其变化水解平衡水解程度水解产物的浓度温度升温右移增大增大浓度增大(加溶质)右移减小增大减小(加水稀释)右移增大减小外加酸、碱加酸弱碱阳离子水解程度减小加碱弱酸阴离子水解程度减小4.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,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,水解方程式分步书写。如Na2CO3的水解反应:C

+H2O

HC

+OH-HC

+H2O

H2CO3+OH-(3)相互促进的水解反应①弱酸阴离子和弱碱阳离子会相互促进水解,若水解产物均为容易脱离反应体系的溶

解度较小的物质(如溶解度不大的气体或沉淀),其相互促进水解的程度非常大,可认为

水解反应完全进行,应用“

”“↑”“↓”表示,如Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑。②若水解产物中有溶解度较大的物质(无法脱离反应体系),虽水解反应能相互促进,但

水解程度还是较小,如N

+CH3COO-+H2O

CH3COOH+NH3·H2O,N

与CH3COO-可大量共存。注意

Mn2+与HC

、Al

与HC

的反应不是相互促进的水解反应,前者是HC

电离出的C

与Mn2+反应,后者是HC

电离出的H+与Al

反应。5.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=

=

注意①Na2CO3的第一步水解常数Kh=

,NaHCO3的水解常数Kh=

。②水解常数只受温度影响。水解反应是吸热反应,故Kh随温度升高而增大。Kh越大,水

解趋势越大。③根据电离常数与水解常数的大小关系可判断弱酸的酸式盐溶液的酸碱性。例如根据Kh(HC

)>

(H2CO3)可知NaHCO3溶液呈碱性。6.盐类水解的应用(1)判断溶液中离子能否大量共存。如Al3+、Fe3+与HC

、C

、Al

等因相互促进水解不能大量共存。(2)判断物质间能否反应。如因N

水解使溶液显酸性,将Mg加到NH4Cl溶液中会产生氢气。(3)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。(4)保存某些盐溶液时,要考虑盐类水解,如在FeCl3溶液中加少量盐酸来抑制Fe3+的水解,保存Na2CO3等碱性盐溶液不能用磨口玻璃塞,保存NH4F溶液不能用玻璃瓶。(5)解释生活、生产中的一些化学现象,如:①利用水解原理制备某些胶体,如实验室制备Fe(OH)3胶体:Fe3++3H2O

Fe(OH)3(胶体)+3H+。②泡沫灭火器的工作原理:Al3++3HC

Al(OH)3↓+3CO2↑。③明矾作净水剂:Al3++3H2O

Al(OH)3(胶体)+3H+。考点2沉淀溶解平衡1.溶解平衡溶质溶解的过程是一个可逆过程:固体溶质

溶液中的离子

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(简称溶度积):一定温度下,难溶电解质的饱和溶液中,各组分离子浓度

幂的乘积为常数,用Ksp表示。对于沉淀溶解平衡AmBn(s)

mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=[c(An+)]m·[c(Bm-)]n。注意

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)。比

较Ksp与Q的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。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。(1)沉淀的生成:在溶液中,当Q>Ksp时,就会生成沉淀。利用生成沉淀可除去溶液中的杂

质离子,常用方法有:①加沉淀剂法,如用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等物质消耗H+,使平衡Fe3++3H2O

Fe(OH)3+3H+正向移动,生成Fe(OH)3沉淀。注意①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≤1×10-5mol·L-1时,沉淀完全。②判断两种溶液混合时是否有沉淀生成,要注意混

合后溶液体积改变引起的浓度变化,利用混合后的离子浓度计算出Q,再与Ksp进行比较。3.沉淀溶解平衡的应用(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。注意一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀,这是一般规律,并不意味着溶解度小的沉

淀不能转化为溶解度大的沉淀,沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。如BaSO4比

BaCO3更难溶解,但将BaSO4沉淀加入饱和的Na2CO3溶液中,只要c(Ba2+)·c(C

)>Ksp(BaCO3),BaSO4就可以缓慢转化为BaCO3。(4)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-1(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+又不使Mn2+沉淀出来,由Ksp[Al(OH)3]>Ksp[Fe(OH)3]可知,Al3+沉淀完全时Fe3+早已沉淀完全,当Al3+恰好完全沉淀时,c(Al3+)=10-5mol·L-1,Ksp[Al(OH)3]=c(Al3+)·c3(OH-)=1×10-33,此时c(OH-)≈10-9.3

mol·L-1,c(H+)=KW/c(OH-)=10-4.7mol·L-1,即pH=4.7,故需调节溶液pH范围为4.7≤pH<7.1。

1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。(1)酸式盐溶液一定呈酸性。

(

)(2)向CH3COONa溶液中加入适量CH3COOH,可使c(Na+)=c(CH3COO-)。

(

)(3)0.1mol·L-1NH3·H2O和0.1mol·L-1NH4Cl的混合溶液(呈碱性):c(N

)>c(Cl-)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+)。(

)(4)NaHSO3溶液中:c(Na+)>c(HS

)>c(H2SO3)>c(S

)。

(

)(5)KHS溶液中离子浓度关系:c(H+)+c(H2S)=c(OH-)+c(S2-)。

(

)(6)0.1mol·L-1Na2CO3和0.1mol·L-1NaHCO3的混合溶液中,c(Na+)>c(HC

)>c(C

)>c(OH-)>c(H+)。

(

)

√×√×√√(7)向AgCl饱和溶液中加入NaCl固体,沉淀质量增大,但Ksp(AgCl)不变。

(

)(8)向浓度均为0.1mol·L-1的NaCl和NaI混合溶液中滴加少量AgNO3溶液,出现黄色沉

淀,说明Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。

(

)(9)向AgCl、AgBr饱和溶液中加入少量AgNO3,溶液中c(Br-)/c(Cl-)不变。(

)(10)常温下,Mg(OH)2的Ksp=5×10-13,则饱和Mg(OH)2溶液的pH=10。

(

)(11)难溶电解质溶解后形成的阴、阳离子浓度相等。

(

)√√√√×2.为了配制N

的浓度与Cl-的浓度比为1∶1的溶液,可在NH4Cl溶液中加入

(

)①适量的HCl气体②适量的NaCl固体③适量的氨水④适量的NaOHA.①②B.③C.③④D.④B3.下列关于盐类水解应用的说法不正确的是

(

)A.盛放Na2CO3溶液的试剂瓶用磨口玻璃塞B.实验室配制Na2S溶液时,常滴加少量的NaOH溶液C.用小苏打溶液与Al2(SO4)3溶液作灭火剂D.常用可溶性的铝盐、铁盐作净水剂A4.化工生产中常用MnS作沉淀剂除去工业废水中的Cu2+:Cu2+(aq)+MnS(s)

CuS(s)+Mn2+(aq)。下列说法错误的是(

)A.MnS的Ksp比CuS的Ksp大B.该反应达平衡时c(Mn2+)=c(Cu2+)C.向平衡体系中加入少量CuSO4固体后,c(Mn2+)变大D.该反应的平衡常数K=

B物质FeSCuSZnSKsp6.3×10-181.3×10-361.6×10-245.已知25℃下列物质的溶度积常数如下表所示。以下说法正确的是

(

)A.25℃时,饱和CuS溶液中Cu2+的浓度为

×10-18mol·L-1B.25℃时,CuS的溶解度大于ZnS的溶解度C.因为H2SO4是强酸,故反应CuSO4+H2S

CuS↓+H2SO4不能发生D.向物质的量浓度相同的FeCl2、ZnCl2的混合液中加入少量Na2S,只有FeS沉淀生成A考法溶液中微粒浓度关系判断1.溶液中微粒浓度大小比较的原则(1)单一盐溶液中离子浓度的比较,需要考虑弱电解质离子的水解或电离。如在Na2CO3溶液中:C

+H2O

HC

+OH-HC

+H2O

H2CO3+OH-则c(Na+)>c(C

)>c(OH-)>c(HC

)。在NaHCO3溶液中,HC

水解程度大于电离程度,溶液呈碱性,则c(Na+)>c(HC

)>c(OH-)>c(C

);在NaHSO3溶液中,HS

水解程度小于电离程度,溶液呈酸性,则c(Na+)>c(HS

)>c(H+)>c(S

)。(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

)大小关系是c>a>b。(3)混合溶液中各离子浓度的比较,要综合分析水解因素和电离因素。如相同浓度的

NH4Cl和氨水混合溶液中,因NH3·H2O的电离程度大于N

的水解程度,故离子浓度大小关系为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)元素守恒:电解质溶液中,变化前后某种元素守恒。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)。另外,质子守恒式还可以通过电荷守恒式、元素守恒式联立得到。例1(2024届陕西汉中中学8月质检,14)25℃时,向20mL0.1mol·L-1NaOH溶液中滴加0.

1mol·L-1CH3COOH溶液,混合溶液中水电离的OH-浓度与滴加CH3COOH溶液体积(V)

的关系如图所示。下列说法正确的是(

)

A.b点对应的溶液pH=7B.d点对应的V2=20C.d点对应的溶液中:c(OH-)=c(H+)D.c点对应的溶液中:c(CH3COO-)=c(Na+)

解题导引

分析滴定曲线要抓好五点:①抓反应的“起始”点,判断酸、碱的相对强弱,计算电离平衡常数、c(H+)或pH等;②抓反应“一半”点,判断是几种溶质的等量混

合;③抓“恰好”反应点,判断生成的溶质及溶液的酸碱性;④抓溶液的“中性”点,判

断溶液中溶质的成分及哪种物质过量或不足,常结合电荷守恒进行判断;⑤抓反应的

“过量”点,判断溶液中的溶质,判断哪种物质过量,溶液的酸碱性。

解析

c点水的电离程度最大,则c点时NaOH与CH3COOH恰好反应完全,可得b点溶液溶质为NaOH、CH3COONa,溶液呈碱性,pH>7,A项错误;二者恰好反应时生成CH3

COONa,水的电离程度最大,故c点对应的V1=20,则d点对应的V2>20,B项错误;d点溶质

为CH3COONa、CH3COOH,此时水电离出的c(OH-)=1×10-7mol·L-1,则CH3COOH的电离

程度和CH3COO-的水解程度相同,此时溶液呈中性,即c(OH-)=c(H+),C项正确;c点恰好反

应生成CH3COONa,CH3COO-水解,溶液显碱性,则对应的溶液中:c(CHCOO-)<c(Na+),D

项错误。

答案

C例2常温下,下列有关溶液的物质的量浓度关系正确的是

(

)A.物质的量浓度相等的①NH4Cl溶液、②(NH4)2SO4溶液、③NH4Al(SO4)2溶液中,c(N

)由大到小的顺序为③>②>①B.0.1mol·L-1的Na2CO3溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+c(H2CO3)C.0.1mol·L-1CH3COOH溶液与0.05mol·L-1NaOH溶液等体积混合(pH<7):c(CH3COO

-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)D.0.1mol·L-1Na2CO3溶液与0.05mol·L-1NaHCO3溶液等体积混合:5c(Na+)=3c(C

)+3c(HC

)+3c(H2CO3)

解题导引

利用“三大守恒”细心计算,同时考虑水解、电离等影响因素。

解析

A项,等浓度的溶液中,化学式中N

个数越多,溶液中c(N

)越大,则②中c(N

)最大;化学式中N

个数相同时,N

水解程度越大,溶液中c(N

)越小,Al3+水解产生H+,抑制N

水解,则c(N

):③>①。B项,根据质子守恒得c(OH-)=c(H+)+c(HC

)+2c(H2CO3)。C项,混合溶液中溶质为等物质的量浓度的CH3COOH、CH3COONa,混合溶

液pH<7,溶液呈酸性,说明CH3COOH电离程度大于CH3COONa水解程度,则c(CH3COO

-)>c(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)。D项,根据元素守恒,n(Na)∶n(C)=(0.1×2+0.05)∶(0.1+

0.05)=5∶3;故选C。

答案C方法技巧微粒浓度大小比较的常用方法(1)定性比较法(2)定量比较法①守恒法如CH3COONa、CH3COOH混合溶液中存在电荷守恒:c(CH3COO-)+c(OH-)

=c(H+)+c(Na+)。若该混合溶液呈碱性,有c(OH-)>c(H+),则有c(Na+)>c(CH3COO-)。②常数法已知常温下,Ka=

=1.8×10-5,若某CH3COONa、CH3COOH混合溶液的pH=6,将c(H+)=10-6mol·L-1代入Ka可得

=18,即c(CH3COO-)>c(CH3COOH)。微专题溶液中离子平衡图像分析1.单一变量类图像(1)常见图像类型

(2)特征:①纵坐标为pH、lgc(A)、c(A)、导电能力等;②横坐标为溶液体积V、c(B)、lgc(B)、等;③横纵坐标一一对应,曲线数目仅有1条。

2.控制变量类图像(1)常见图像类型(2)特征:①纵坐标为c(A)、lgc(A)、pH等;②横坐标为溶液体积V、c(B)、lgc(B)等;③横纵坐标一一对应,曲线数目有2条或以上。3.复杂对数图像将溶液中某一粒子的浓度[如c(A)]或某些粒子浓度的比值

取常用对数,即lgc(A)或lg

,与溶液的pH或溶液的体积等的关系作出的图像称为对数图像。

(1)对数图像的含义①若c(A)=1mol·L-1或

=1,则lgc(A)=0或lg

=0。②若c(A)>1mol·L-1或

>1,则lgc(A)或lg

取正值,且c(A)或

越大,lgc(A)或lg

越大。③若c(A)<1mol·L-1或

<1,则lgc(A)或lg

取负值,且c(A)或

越大,lgc(A)或lg

越大,但绝对值越小。(2)对数图像中的常用对数①生成物与反应物离子浓度比的对数,如:H2X

HX-+H+,lg

越大,反应向正反应方向进行的程度越大。②稀释后与稀释前体积比的对数,lg

。lg

越大,稀释程度越大。③氢离子与氢氧根离子浓度比的对数,AG=lg

。AG越大,酸性越强,中性时,

=1,AG=0。④氢离子或氢氧根离子浓度的对数负值,pH=-lgc(H+)或pOH=-lgc(OH-)。pH越大,c(H+)

越小,溶液的碱性越强;pOH越大,c(OH-)越小,溶液的酸性就越强。⑤C离子浓度的对数负值,pC=-lgc(C)。pC越大,c(C)越小。4.分布系数图像分布曲线是指以pH为横坐标,分布系数即各组分的平衡浓度占总浓度的分数[以H2A

为例,δ(X)=

]为纵坐标作出的关系曲线。

图中需要注意的信息(以二元弱酸H2C2O4为例):(1)曲线代表的物质δ0为H2C2O4分布系数、δ1为HC2

分布系数、δ2为C2

分布系数。(2)交点区间信息当溶液的pH=1.2时δ0=δ1,pH=4.2时δ1=δ2;当pH<1.2时,H2C2O4占优势;在1.2<pH<4.2区间,HC2

占优势;而当pH>4.2时,C2

占优势。(3)相邻曲线交点计算电离常数KK1=

,由图可知,c(H2C2O4)=c(HC2

)时为δ0与δ1的交点,pH=1.2,因此K1=c(H+)=10-1.2,同理,观察δ1与δ2交点的pH可以得出K2=

=c(H+)=10-4.2。(4)计算特定点的pHδ0与δ2的交点c(H2C2O4)=c(C2

),K1×K2=

×

=c2(H+),c(H+)=

,该点溶液的pH=-

lg(K1K2)=2.7。5.复合图像复合图像为在同一图像中,集成了两个或两个以上坐标系的图像。比如:注意:由于一个图像有两个或两个以上的坐标系,且共用横轴或纵轴,图像相对复杂,可

以根据共用的坐标轴量的变化与其他不同坐标轴对应量之间的变化关系加以区分。如氨水滴入稀硫酸中,溶液温度、pH随滴加氨水体积V的变化关系图:该图有两个坐标

系,均共用横轴氨水体积,随着体积的增大,曲线①先增大后减小,只能是温度与溶液体

积坐标系的对应图像。而曲线②随着体积的增大逐渐增大,且在滴入20mL氨水时出

现了突变,是溶液pH与溶液体积坐标系对应图像。例1(2024届北京定位考,13)已知邻苯二甲酸(H2A)的

=1.1×10-3,

=3.9×10-6。常温下,用0.10mol·L-1的NaOH溶液滴定20.0mL0.10mol·L-1的邻苯二甲酸氢钾(KHA)溶液,溶

液pH的变化曲线如图所示。下列叙述正确的是

(

)A.a点的混合溶液中:c(K+)>c(HA-)>c(Na+)>c(A2-)B.b点的混合溶液中:c(Na+)=c(A2-)+c(H2A)C.c点的混合溶液中:c(Na+)=c(K+)=c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)D.从a点到c点水的电离程度先增大后减小

解题导引

分析滴定曲线,首先看纵坐标,搞清楚是酸加入碱中,还是碱加入酸中;然后看起点,起点可以看出酸性或碱性的强弱,这在判断滴定终点时至关重要;再次找滴

定终点和pH=7的中性点,判断滴定终点时溶液的酸碱性,然后确定中性点(pH=7)的位

置;最后分析其他的特殊点(如滴定一半点,过量一半点等),分析酸、碱过量情况。

解析

由图知,a点溶液为含等浓度HA-、A2-的混合溶液,溶液pH<7,说明HA-的电离程度大于A2-的水解程度,故c(A2-)>c(HA-),A项错误。b点时,溶液中存在电荷守恒:c(Na

+)+c(K+)+c(H+)=c(OH-)+c(HA-)+2c(A2-),此时溶液pH=7,即c(H+)=c(OH-),故c(Na+)+c(K+)=

c(HA-)+2c(A2-);根据KHA溶液中存在的元素守恒得:c(K+)=c(H2A)+c(HA-)+c(A2-),两式

联立约掉c(K+)得:c(Na+)+c(H2A)=c(A2-),B项错误。c点溶液为等浓度Na2A、K2A的混合

溶液,溶液中c(Na+)=c(K+),由元素守恒可得:c(Na+)=c(K+)=c(HA-)+c(A2-)+c(H2A),C项正

确;a点时KHA反应一半,c点时KHA反应完全,从a点到c点,HA-逐渐转化为A2-,KHA溶液

pH<7,HA-抑制水的电离,A2-促进水的电离,故水的电离程度逐渐增大,D项错误。

答案

C例2(2024届山西运城开学考,16)草酸[H2C2O4]是一种二元弱酸。向草酸溶液中滴加稀

NaOH溶液,H2C2O4、HC2

和C2

的分布系数δ与溶液pH的变化关系如图所示[δ(C2

)=

]。下列说法正确的是

(

)

A.草酸

的数量级为10-5B.NaHC2O4溶液中c(OH-)>c(H+)C.水的电离程度:N点<M点D.pH=5时,溶液中c(H+)=c(HC2

)+2c(C2

)+c(OH-)

解题导引

H2C2