盐类水解沉淀平衡复习教案

盐类的水解反应1、盐的分类⑴按组成分：正盐、酸式盐和碱式盐。⑵按生成盐的酸和碱的强弱分：强酸强碱盐(如Na2SO4、NaCl)、弱酸弱碱盐(如NH4HCO3)、强酸弱碱盐(如NH4Cl)、强碱弱酸盐(如CH3COONa)。⑶按溶解性分：易溶性盐(如Na2CO3)、微溶性盐(如CaSO4)和难溶性盐(如BaSO4)。2、盐类水解的定义和实质⑴定义盐电离出的一种或多种离子跟水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。⑵实质盐电离出的离子(弱碱阳离子或弱酸根阴离子)跟水电离出的OH-或H+结合生成弱电解质(弱碱或弱酸)并建立电离平衡，从而促进水的电离。⑶盐类水解的特点①可逆的，其逆反应是中和反应；②反应一般是微弱的，所以一般是可逆反应；④大多数是吸热反应。3、盐类水解的规律⑴有弱才水解：含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐才发生水解。⑵无弱不水解：不含有弱酸根阴离子或弱碱阳离子的盐即强酸强碱盐不水解。⑶谁弱谁水解：发生水解的是弱酸根阴离子和弱碱阳离子。⑷谁强显谁性：弱酸弱碱盐看水解生成的酸和碱的强弱。⑸越弱越水解：弱酸根阴离子所对应的酸越弱，则越容易水解，水解程度越大。若酸性HA>HB>HC，则相同浓度的NaA、NaB、NaC溶液的碱性逐渐增强，pH逐渐增大。CO32-和HCO3-所对应的弱酸分别是HCO3-和H2CO3，HCO3-比H2CO3的电离程度小得多，相同浓度时Na2CO3溶液的pH比NaHCO3的大。⑹都弱双水解：当溶液中同时存在弱酸根阴离子和弱碱阳离子时，离子水解所生成的OH-和H+相互结合生成水而使其水解相互促进，称为“双水解”。①NH4+与S2-、HCO3-、CO32-、CH3COO-等虽然相互促进，水解程度仍然很小，离子间能大量共存。②彻底双水解离子间不能大量共存。Al3+与S2—、HS—、AlO2—、CO32—、HCO3—Fe3+与AlO2—、CO32—、HCO3—NH4+与AlO2—、SiO32—如：2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑(泡沫灭火器原理)③特殊情况下的反应FeCl3和Na2S溶液发生氧化还原反应(生成Fe2+、S)Na2S和CuSO4溶液发生复分解反应(Na2S+CuSO4=CuS↓+Na2SO4)生成更难溶物FeCl3和KSCN溶液发生络合反应[FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl]4、影响盐类水解的因素主要因素：是盐本身的性质(对应的酸碱越弱，水解程度就越大)。外界条件：（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。（2）浓度：稀释盐溶液，可以促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大。（3）外加酸碱盐：外加酸碱能促进或抑制盐的水解。向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH-，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。分析：以NH4++H2ONH3･H2O+H+的水解平衡移动为例，加热加水加NH3加NH4Cl加HCl加NaOHc(NH4+)c(NH3･H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度5、盐类水解离子方程式的书写⑴一般水解程度很小，用可逆符号，不标“↓”或“↑”，不写分解产物形式(如H2CO3等)。NH4++H2ONH3·H2O+H+HCO3-+H2OH2CO3+OH-NH4++CH3COO-+H2ONH3·H2O+CH3COOH⑵多元弱酸根分步水解，以第一步水解为主，弱碱阳离子一步到位。⑶能进行完全的双水解反应写总的离子方程式，用“=”且标注“↓”和“↑”。2Al3++3CO3-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑注意区别酸式盐的阴离子的电离和水解HS-+H2OH3O++S2-HS-+H2OH2S+OH-【针对训练1】试书写下列物质溶液中的水解离子方程式醋酸钠氯化铵碳酸钠磷酸一氢钠氯化铝硫酸铝和碳酸氢钠的混合溶液2.等浓度的三种盐NaX、NaY、和NaZ的溶液，其中PH值依次为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是？3.在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO32-+H2O⇌HCO3-+OH-。下列说法正确的是（）A.稀释溶液，水解平衡常数增大B.通入CO2，平衡朝正反应方向进行C.升高温度，c（HCO3-）/c（CO32-）减小D.加入NaOH固体，溶液PH减小6、电解质溶液中的三个守恒关系①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-)Na2CO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO32－)＋c(OH－)＋c(HCO3－)②物料守恒：离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如，0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3COOH混合溶液，c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.2mol/LNa2S溶液中，c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=1/2c(Na+)；在NaHS溶液中，c(HS-)+c(S2-)+c(H2S)=c(Na+)。③水的电离守恒（也称质子守恒）：是指溶液中，由水所电离的H＋与OH－量相等。如：0.1mol·L－1的Na2S溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)质子参考水准法【针对训练2】1.写出下列物质溶液中的三个守恒关系。Na2SO3KCNNaNH4HPO47、电解质溶液中微粒浓度大小的比较规律（1）多元弱酸如H2CO3溶液中，各离子浓度大小关系：（2）多元弱酸的正盐如Na2CO3溶液中，各微粒浓度大小关系：（3）不同溶液中同一离子的比较物质的量浓度相同的下列溶液①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4④(NH4)2SO4⑤(NH4)2CO3；按c(NH4+)由小到大的排列顺序为：（4）弱酸酸式盐溶液如NaHSO3溶液中电离＞水解，则电离产生离子＞水解产生的离子，则各离子浓度大小顺序为：如NaHCO3溶液中电离＜水解，则电离产生离子＜水解产生的离子，则各离子浓度大小顺序为：补充：电离大于水解（溶液呈酸性）的离子有：亚硫酸氢根，磷酸二氢根，草酸氢根HC2O4-等等，其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离（溶液呈碱性）（5）混合溶液①分子的电离程度大于对应离子的水解程度如等浓度的NH4Cl和氨水，各离子的浓度大小顺序为：②分子的电离程度小于对应离子的水解程度如等浓度的HCN和NaCN，各离子的浓度大小顺序为：7、盐类水解的应用⑴溶液酸碱性的判断①等浓度不同类型物质溶液pH：多元强碱＞一元强碱＞弱碱＞强碱弱酸盐＞水＞强酸弱碱盐＞弱酸＞一元强酸＞多元强酸②对应酸(碱)越弱，水解程度越大，碱(酸)性越强。常见酸的强弱：H2SO3>H3PO4>HF>HAc>H2CO3>H2S>HClO>HCN>HCO3—>HS—③弱酸酸式盐溶液当电离程度大于水解程度时，溶液成酸性，如HSO3—、、H2PO4—（一般只此两种）当水解程度大于电离程度时，溶液成碱性，如HCO3—、HPO32—、HS—等④同pH溶液浓度比较相同条件下，测得：①NaHCO3②CH3COONa③NaClO④Na2CO3四种盐溶液pH相同，那么它们的物质的量浓度由大到小顺序为。⑵盐溶液蒸干所得到的固体△①将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr3、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。△AlCl3溶液中，AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl2Al(OH)3Al2O3+3H2O②如果水解生成的酸难挥发，则可以得到原固体，如Al2(SO4)3、Fe2(SO4)3等。③强碱弱酸盐的溶液蒸干可以得到原固体，如K2CO3、Na2CO3等④不稳定的盐的溶液：发生分解，如Ba(HCO3)2溶液蒸干得到BaCO3。⑤具有强还原性盐的溶液：发生氧化反应，如2Na2SO3+O2=2Na2SO4。△⑥由易水解变质的盐的结晶水合物得到无水物，应在抑制其水解的氛围中加热脱水。△△MgCl2·6H2O加热：MgCl2·6H2OMg(OH)Cl+HCl↑+5H2O△MgCl2·6H2OMgO+2HCl↑+5H2O)在干燥的HCl气流中加热便能得到无水MgCl2。⑶配制盐溶液，需考虑抑制盐的水解。如配制FeCl3、SnCl2等溶液，可滴入几滴盐酸或直接将固体溶解在盐酸中再稀释到所需浓度。⑷试剂的贮存要考虑盐的水解。如Na2CO3、NaHCO3溶液不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。⑸化肥的合理使用，有时要考虑盐类水解。①铵态氮肥与草木灰不能混合使用②过磷酸钙不能与草木灰混合使用⑹Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中，产生H2。⑺某些盐的分离除杂要考虑盐类的水解。如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下加入氧化镁⑻判断离子共存时要考虑盐的水解。Al3+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-等，Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-等。无法在溶液中制取Al2S3，只能由单质直接反应制取。⑼分析溶液中粒子的种数要考虑盐的水解。⑽工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识。①泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2(SO4)3和NaHCO3相混合发生双水解反应：Al3++3HCO=Al(OH)3↓+3CO2↑。②日常生活中用热碱液洗涤油污物品比冷碱液效果好。③水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2。④用盐(铁盐、铝盐等)作净水剂时需考虑盐类的水解。⑤.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释⑥.制备Fe(OH)3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液，并加热至沸腾以促进Fe3+水解Fe3++3H2O=加热=Fe(OH)3（胶体）+3H+⑦.泡沫灭火器——Al3++3HCO32-===Al(OH)3↓+3CO2↑⑧.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解，碱性增加，去污能力增强【针对训练3】1.25oC时，10mL浓度均为0.1mol/L的NaOH和NH3･H2O混合溶液中滴加0.1mol/L盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是（）A.未加盐酸时：c(OH-)>c(Na+)=c(NH3･H2O)B.加入10ml盐酸时：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)C.加入盐酸至溶液pH=7时：c(Cl-)=c(Na+)D.加入20mL盐酸时：c(Cl-)=c(NH4+)+c(Na+)2.镧系元素的含水氯化物LnCl3･nH2O，加热脱水易发生水解，为了制得无水LnCl3,可以采用的措施是（）在HCl气流中加热使之脱水加入氯化铵固体加热使之脱水加入五氧化二磷固体加热使之脱水加入H2SO4加热使之脱水难溶电解质的溶解平衡一、沉淀溶解平衡与溶度积1.沉淀溶解平衡一定温度下，难溶电解质AmBn(s)难溶于水，但在水溶液中仍有部分An+和Bm－离开固体表面溶解进入溶液，同时进入溶液中的An+和Bm－又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，An+和Bm－的沉淀与AmBn固体的溶解达到平衡状态，称之为达到沉淀溶解平衡状态.AmBn固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为：AmBn(s)mAn+(aq)＋nBm－(aq)难溶电解质在水中建立起来的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡等一样，符合平衡的基本特征,满足平衡的变化基本规律.特征：（1）逆:可逆过程;（2）等:沉积和溶解速率相等;（3）动:动态平衡;（4）定：离子浓度一定（不变）；（5）变：改变温度、浓度等条件,沉淀溶解平衡会发生移动直到建立一个新的沉淀溶解平衡。2.溶度积常数Ksp(或溶度积)难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。各离子浓度幂的乘积是一个常数,这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用符号Ksp表示。即：AmBn(s)mAn+(aq)＋nBm－(aq)Ksp=[An+]m·[Bm－]n例如：常温下沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag+(aq)＋Cl－(aq)，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－]＝1.8×10－10常温下沉淀溶解平衡：Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)＋CrO42-(aq)，Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO2-4]＝1.1×10－123.溶度积KSP的性质（1）溶度积KSP的大小和平衡常数一样，它与难溶电解质的性质和温度有关，与浓度无关，离子浓度的改变可使溶解平衡发生移动,而不能改变溶度积KSP的大小。（2）溶度积KSP反映了难溶电解质在水中的溶解能力的大小。相同类型的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶于水；反之Ksp越大，溶解度越大。如：Ksp(AgCl)=1.8×10-10;Ksp(AgBr)=5.0×10-13;Ksp(AgI)=8.3×10-17.因为:Ksp(AgCl)>Ksp(AgBr)>Ksp(AgI),所以溶解度:AgCl>AgBr>AgI。4.溶度积规则在一定温度下，通过比较任意状态离子积（Q）与溶度积（Ksp）的大小，判断难溶电解质沉淀溶解平衡进行的方向。①当Q＝Ksp时，饱和溶液， 沉淀溶解与离子生成沉淀达到平衡状态。当Q＜Ksp时，不饱和溶液，沉淀溶解，即反应向沉淀转化为溶液中离子的方向进行，直到平衡状态（饱和为止）。③当Q＞Ksp时，离子生成沉淀，即反应向 生成沉淀的方向进行，直到平衡状态（饱和为止）。【针对训练4】1.溴酸银(AgBrO3)溶解度随温度变化的曲线如图所示，下列说法错误的是()A．溴酸银的溶解是放热过程B．温度升高时溴酸银溶解速率加快C．60℃时溴酸银的Ksp约等于6×10－4D．若硝酸钾中含有少量溴酸银，可用重结晶方法提纯2.往饱和AgCl溶液中加水，下列叙述正确的是（）A.AgCl的溶解度增大B.AgCl的溶解度、Ksp均不变C.AgCl的Ksp增大D.AgCl的溶解度、Ksp增大沉淀反应的应用1、沉淀的生成①意义：在物质的检验、提纯及工厂废水的处理等方面具有重要意义。②A．加沉淀剂法：以硫化钠、硫化氢等为沉淀剂沉淀某些金属离子。B．调节pH法：用氨水调节pH除去氯化铵中的杂质氯化铁。③原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好。2、沉淀的溶解酸溶解法：碳酸钙溶于盐酸，氢氧化铝、氢氧化铜溶于强酸盐溶解法：氢氧化镁可溶于氯化铵溶液中配合物法：AgCl可溶于氨水氧化还原法：硫化铜、硫化汞等可溶于稀HNO3中3、沉淀的转化①AgCl（白色）→AgI（黄色）→Ag2S（黑色），溶解度大→溶解度小②除去水垢中的硫酸钙：加碳酸钠溶液，转化为碳酸钙之后加盐酸4、溶度积的应用1.比较溶解能力：同型比较Ksp，不同型通过计算例：比较AgCl与AgBr、AgCl与Ag2CrO4的溶解度大小判断沉淀先后：同型比较Ksp，不同型通过计算例：溶液中存在两种以上可以与同一沉淀剂生成沉淀的离子时，谁先生成沉淀？如AgCl与AgBr、AgCl与Ag2CrO4计算沉淀最小浓度：通过Ksp进行计算例：若Cl-和Br-的浓度均为0.01mol/L,要保证不生成沉淀，那么Ag+的最大浓度是？溶度积Ksp、物质的量浓度c、溶解度S之间的换算例：碳酸钙的溶解平衡CaCO3（s）⇌Ca2+(aq)+CO32-（aq）①已知Ksp，求c和S②已知S，求c和Ksp③已知c，求S和Ksp【针对训练5】1.常温下，Ca(OH)2的溶解度为0.148g，其溶于水达饱和时存在如下关系：Ca(OH)2（s）⇌Ca(OH)2（aq）,Ca(OH)2（aq）⇌Ca2+（aq）+2OH-（aq），若饱和石灰水的密度为1g/cm3,则常温下Ca(OH)2的Ksp约为（）A.5×10-3B.8×10-4C.3.2×10-5D.1.6×10-72．已知Ksp(AgCl)＝1.56×10－10，Ksp(AgBr)＝7.7×10－13，Ksp(Ag2CrO4)＝9.0×10－12。某溶液中含有Cl－、Br－和，浓度均为0.010mol·L－1，向该溶液中逐滴加入0.010mol·L－1的AgNO3溶液时，三种阴离子产生沉淀的先后顺序为()A．Cl－、Br－、B．、Br－、Cl－C．Br－、Cl－、D．Br－、、Cl－3.有下列实验：①0.1mol·L-1AgNO3溶液和0.1mol·L-1NaCI溶液等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀c；②向滤液b中滴加0.1mol·L-1KI溶液，出现浑浊；③向沉淀c中滴加0.1mol·L-1KI溶液，沉淀变为黄色。下列分析不正确的是A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)AUTOTEXT<=>Ag＋(aq)＋Cl－(aq)B．滤液b中不含有Ag+C．③中颜色变化说明AgCI转化为AgID．实验可以证明AgI比AgCI更难溶4.工业上制备BaCl2常产生H2S气体：（1）气体用过量NaOH溶液吸收，得到硫化钠，硫化钠水解的离子方程式为（2）向BaCl2溶液中加入硝酸银和KBr，当两种沉淀共存时，c(Br-)/c(Cl-)=[Ksp(AgBr)=5.4×10-13,Ksp(AgCl)=2.0×10-10)【课后小测】1、将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是（)A、c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)B、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)C、c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)D、c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)2、用物质的量都是0.1mol的CH3COOH与CH3COONa配成1L混合溶液，已知其中c(CH3COO-)大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是()A、c(H+)＞c(OH-)B、c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2mol·L-1C、c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D、c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1mol·L-13、室温下向10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1mol·L－1的一元酸HA溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是（）A、a点所示溶液中c(Na+)>c(A—)>c(H+)>c(HA)B、a、b两点所示溶液中水的电离程度相同C、pH=7时，c(Na+)=c(A—)+c(HA)D、b点所示溶液中c(A—)>c(HA)4、下列说法中正确的是（）A．物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水B．不溶于水的物质溶解度为0C．绝对不溶的物质是不存在的D．某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为05、下列所列举物质的溶解度随着温度的升高而减小的是（）A．KNO3B．Ca(OH)2C．BaSO4D．CO26、CaCO3在下列哪种溶液中，溶解度最大（）A．H2OB．Na2CO3溶液C．CaCl2溶液D．乙醇7、除去NaNO3溶液中混有的AgNO3，所用下列试剂中效果最好的是（）A．NaCl溶液B．NaBr溶液C．NaI溶液D．Na2S8、已知Ksp(AgCl)=