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高三化学一轮复习盐类的水解、沉淀溶解平衡学案

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第三单元 盐类的水解学案

【复习目标】

1.认识盐类水解的原理。

2.了解影响盐类水解的主要因素

3.认识盐类水解在生产、生活中的应用。

一、盐类水解的原理

1.盐类的水解

2.盐类的水解规律

3.盐类水解离子方程式的书写

(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水解的离子方程式为CO2－3＋H2OHCO－3＋OH－。

用“”连接

(2)多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。如FeCl3水解的离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋。

不能划“↓”符号

(3)阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“===”、“↑”、“↓”等。如Na2S溶液与AlCl3溶液混合水解的离子方程式为2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。 2

❶Al3＋与CO2－3、HCO－3、S2－、HSO－3、AlO－2或Fe3＋与CO2－3、HCO－3、AlO－2发生相互促进的水解反应，水解程度较大，进行完全，书写时要用“===”“↑”“↓”。

❷NH＋4与CH3COO－、HCO－3、CO2－3等在水解时相互促进，其水解程度比单一离子的水解程度大，但水解程度仍然较弱，不能反应完全，在书写水解方程式时用“”。

【诊断1】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。

(1)盐类水解的过程就是盐和水发生反应的过程( )

(2)某盐溶液呈酸性，该盐一定发生了水解反应( )

(3)常温下，pH＝10的CH3COONa溶液与pH＝4的NH4Cl溶液，水的电离程度相同( )

(4)Na2S水解的离子方程式为S2－＋2H2OH2S＋2OH－( )

二、影响盐类水解的主要因素和应用

1.影响盐类水解的主要因素

(1)内因：形成盐的酸或碱越 ，其盐就越 水解。

(2)外因溶液的浓度：浓度越小，水解程度越大温度：温度越高，水解程度越大外加酸碱酸：弱酸根离子的水解程度增大， 弱碱阳离子的水解程度减小碱：弱酸根离子的水解程度减小， 弱碱阳离子的水解程度增大

2.盐类水解的应用

应用 举例

判断溶液的酸碱性 FeCl3溶液显酸性，原因是

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：

配制或贮存易水解的盐溶液 配制CuSO4溶液时，加入少量 ，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量 ；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用

胶体的制取 制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：

泡沫灭火器原理 成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为

3

净水原理 明矾可作净水剂，原理为

化肥的使用 铵态氮肥与草木灰不得混用

主要成分是K2CO3

除锈原理 NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂

制备无机物 TiO2制备：TiCl4＋(x＋2)H2O(过量)===TiO2·xH2O↓＋4HCl

【诊断2】判断下列叙述的正误(正确的划“√”，错误的划“×”)。

(1)明矾作为净水剂，可以杀菌、消毒( )

(2)实验室储存NaF溶液时可以选用玻璃瓶( )

(3)配制FeSO4溶液时，应加入铁粉防止Fe2＋氧化，并加入盐酸抑制Fe2＋水解( )

(4)已知酸性HF>CH3COOH，所以等浓度的CH3COONa的碱性强于NaF( )

三、盐类的水解常数

1.含义：盐类水解的平衡常数，称为水解常数，用Kh表示。

2.表达式

(1)对于A－＋H2OHA＋OH－，Kh＝c（HA）·c（OH－）c（A－）；

(2)对于B＋＋H2OBOH＋H＋，Kh＝c（BOH）·c（H＋）c（B＋）。

3.意义和影响因素

(1)Kh越大，表示相应盐的水解程度越大。

(2)Kh只受温度的影响，升高温度，Kh值增大。

4.与电离常数的关系

(1)强碱弱酸盐(如CH3COONa)：Kh＝KwKa。

(2)强酸弱碱盐(如NH4Cl)：Kh＝KwKb。

【微练3】 已知25 ℃时，NH3·H2O的电离常数Kb＝1.8×10－5，该温度下1 mol/L NH4Cl溶液中c(H＋)＝________mol/L(已知5.56≈2.36)。

考点一 盐类水解的原理与影响因素 4

1.有四种物质的量浓度相等且都由一价阳离子A＋和B＋及一价阴离子X－和Y－组成的盐溶液。据测定常温下AX和BY溶液的pH＝7，AY溶液的pH>7，BX溶液的pH<7。由此判断可能不水解的盐是( )

A.BX B.AX

C.AY D.BY

2.25 ℃时，实验测得0.10 mol·L－1的NaHB溶液的pH＝9.1。下列说法中正确的是( )

A.NaHB的电离方程式为NaHB===Na＋＋H＋＋B2－

B.HB－在水溶液中只存在HB－的水解平衡

C.HB－的水解程度大于电离程度

D.溶液中水电离出的c(H＋)为10－9.1 mol·L－1

3.已知NaHSO3溶液常温时显酸性，溶液中存在以下平衡：

HSO－3＋H2OH2SO3＋OH－ ①

HSO－3H＋＋SO2－3 ②

向0.1 mol·L－1的NaHSO3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是( )

A.加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO－3)增大

B.加入少量Na2SO3固体，则c(H＋)＋c(Na＋)＝c(HSO－3)＋c(OH－)＋c(SO2－3)

C.加入少量NaOH溶液，c（SO2－3）c（HSO－3）、c（OH－）c（H＋）的值均增大

D.加入氨水至中性，则2c(Na＋)＝c(SO2－3)>c(H＋)＝c(OH－)

考点二 盐类水解的应用

1.生活中处处有化学，下列有关说法正确的是( )

A.天然弱碱性水呈碱性的原因是其中含有较多的Mg2＋、Ca2＋等离子

B.焊接时用NH4Cl溶液除锈与盐类水解无关

C.生活中用电解食盐水的方法制取消毒液，运用了盐类的水解原理

D.在滴有酚酞的Na2CO3溶液中慢慢滴入BaCl2溶液，溶液的红色逐渐褪去

2.下表是Fe2＋、Fe3＋、Zn2＋被OH－完全沉淀时溶液的pH。某硫酸锌酸性溶液中含有少量Fe2＋、Fe3＋杂质，为制得纯净的ZnSO4，应加入的试剂是( )

金属离子 Fe2＋ Fe3＋ Zn2＋

完全沉淀时的pH 7.7 4.5 6.5

A.H2O2、ZnO B.氨水 5

C.KMnO4、ZnCO3 D.NaOH溶液

❶盐溶液蒸干时所得产物的判断

(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)。

(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。

(3)常见受热分解的盐。 原物质 蒸干灼烧后固体物质

Ca(HCO3)2 CaCO3或CaO

NaHCO3 Na2CO3

KMnO4

K2MnO4和MnO2

NH4Cl 分解为NH3和HCl，无固体物质存在

(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。

❷利用盐类的水解进行物质的提纯

如除去含Mg2＋的溶液中混有的Fe3＋，可加入MgO或Mg(OH)2、MgCO3等，使水解平衡右移，生成Fe(OH)3沉淀而除去。

考点三 盐类水解常数的计算与应用

【典例】 (1)25 ℃ 0.01 mol·L－1的NaA溶液pH＝10，则A－的水解常数表达式为________，其值约为________。

(2)已知常温下H2SO3的电离常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8，则SO2－3的水解常数Kh1＝________，Kh2＝________。若常温下，pH＝9的Na2SO3溶液中c（SO2－3）c（HSO－3）＝________。

水解常数的应用

❶计算盐溶液中c(H＋)或c(OH－)

(1)对于A－＋H2OHA＋OH－

起始 c 0 0

平衡 c－c(HA) c(HA) c(OH－)

Kh＝c（HA）·c（OH－）c－c（HA）≈c2（OH－）c，

c(OH－)＝Kh·c。 6

(2)同理对于B＋＋H2OBOH＋H＋，c(H＋)＝Kh·c。

❷判断盐溶液的酸碱性和微粒浓度的大小

(1)单一溶液

①如一定浓度的NaHCO3溶液，Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝5.6×10－11，Kh＝KWKa1＝10－144.4×10－7≈2.27×10－8>Ka2，HCO－3的水解程度大于其电离程度，溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，c(H2CO3)>c(CO2－3)。

②又如一定浓度的NaHSO3溶液，Ka1＝1.54×10－2，Ka2＝1.2×10－7，Kh＝KWKa1＝10－141.54×10－2≈6.5×10－13c(OH－)，c(SO2－3)>c(H2SO3)。

③再如一定浓度的CH3COONH4溶液，由于Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5≈Kb(NH3·H2O)＝1.71×10－5，则CH3COO－与NH＋4的水解常数近似相等，二者水解程度相同，CH3COONH4溶液呈中性，c(CH3COO－)＝c(NH＋4)。

(2)混合溶液

①如物质的量浓度相等的CH3COOH和CH3COONa混合溶液，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Kh＝KWKa（CH3COOH）＝10－141.75×10－5≈5.7×10－10c(OH－)，c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(CH3COOH)。

②又如物质的量浓度相等的HCN和NaCN混合溶液，Ka(HCN)＝4.9×10－10，Kh＝KWKa（HCN）＝10－144.9×10－10≈2.0×10－5>Ka(HCN)，CN－的水解程度大于HCN的电离程度，溶液呈碱性，c(OH－)>c(H＋)，c(HCN)>c(Na＋)>c(CN－)。

【题组训练】

1.已知25 ℃时，草酸的电离常数Ka1＝5.6×10－2、Ka2＝1.5×10－4；碳酸的电离常数Ka1＝4.5×10－7、Ka2＝4.7×10－11，则NaHC2O4溶液的pH________7，NaHCO3溶液的pH________7(填“>”“<”或“＝”)。

2.磷酸是三元弱酸，常温下三级电离常数分别是Ka1＝6.9×10－3，Ka2＝6.2×10－8，Ka3＝4.8×10－13，回答下列问题：

(1)常温下同浓度①Na3PO4、②Na2HPO4、③NaH2PO4的pH由小到大的顺序是________(填序号)。

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化学：高三一轮复习沉淀溶解平衡教案鲁科版

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沉淀溶解平衡

Ⅰ.课标要求

能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。

Ⅱ.考纲要求

了解难溶电解质的溶解平衡

Ⅲ.教材精讲

１．了解沉淀溶解平衡的本质

⑴难溶电解质的溶解平衡

在一定重要条件下，当沉淀与溶解的速度相等时，便达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡状态。例如：

BaSO４（s） Ba２+（aq） + SO４２—（aq）

⑵溶度积：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数，称为溶度积常数，简称溶度积。用符号Ksp表示。

对于AmBn型电解质来说，溶度积的公式是：Ksp=[An+]m[Bm+]n

① 溶度积与溶解度的关系

溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，溶度积的大小与溶解度有关，它反映了物质的溶解能力。

② 溶度积规则，可以判断溶液中沉淀的生成和溶解。

③ 离子积Qc与溶度积Ksp的区别与联系

某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度的乘积Qc

当Qc＜Ksp时，为不饱和溶液；

当Qc=Ksp时，为饱和溶液；

当Qc＞Ksp时，为过饱和溶液。 ２． 了解沉淀转化的原理

⑴沉淀的生成：可通过调节溶液PH或加入某些沉淀剂。

⑵沉淀的溶解：

１生成弱电解质。如生成弱酸、弱碱、水或微溶气体使沉淀溶解。难溶物的Ksp越大、生成的弱电解质越弱，沉淀越易溶解。如CuS、HgS、As２S３等Ksp太小即使加入浓盐酸也不能有效降低S２—的浓度使其溶解。

２发生氧化还原反应，即利用发生氧化还原反应降低电解质离子浓度的方法使沉淀溶解。

３生成难电离的配离子，指利用络合反应降低电解质离子浓度的方法使沉淀溶解。

⑶沉淀的转化：把一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程叫沉淀的转化。

在含有沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂，使其与溶液中某一离子结合成更难溶的物质，引起一种沉淀转变成另一种沉淀。例如：

CaSO４（s）+Na２CO３ = CaCO３（s）+Na２SO４

Ⅳ.典型例题

2016届高考化学(全国通用)二轮复习练习五年高考真题专题十盐类的水解和沉淀溶解平衡Word版

2016届高考化学(全国通用)二轮复习练习五年高考真题专题十盐类的水解和沉淀溶解平衡Word版

考点一 水解原理及应用

1．(2015·海南化学，3，2分)0.1 mol下列气体分别与1 L 0.1 mol·L－1的NaOH溶液反应，形成的溶液pH最小的是( )

A．NO2 B．SO2 C．SO3 D．CO2

解析 A项，0.1 mol NO2与0.1 mol NaOH发生歧化反应2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O，生成的NaNO2是弱酸强碱盐，发生水解使溶液呈碱性；B项，0.1 mol SO2与0.1 mol NaOH恰好反应生成NaHSO3，由于HSO－3的电离程度大于HSO－3的水解程度，故溶液呈酸性。C项，0.1 mol SO3与0.1 mol NaOH恰好反应生成NaHSO4，该盐是强酸强碱的酸式盐，完全电离使溶液显酸性，相当于一元强酸，所以其酸性比NaHSO3溶液强，其pH更小；D项，0.1 mol CO2与0.1 mol NaOH恰好反应生成NaHCO3，由于HCO－3的水解大于HCO－3的电离，溶液呈碱性。故选C。

答案 C

2．(2014·福建理综，10，6分)下列关于0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的说法正确的是( )

A．溶质的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO2－3

B．25 ℃时，加水稀释后，n(H＋)与n(OH－)的乘积变大

C．离子浓度关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋c(CO2－3)

D．温度升高，c(HCO－3)增大

解析 NaHCO3的电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO－3，故A项错误；根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO－3)＋2c(CO2－3)，故C错误；温度升高，促进HCO－3水解，c(HCO－3)减小，故D错误。 答案 B

3．(2013·北京理综，8，6分)下列解释事实的方程式不准确的是( )

2016高考化学二轮复习习题专题11盐类水解和沉淀溶解平衡.doc

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第一部分 专题十一

一、选择题

1．(2015·吉林长春十一中期中)在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2OHS－＋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H2S，HS－浓度减小

C．升高温度，cHS－cS2－增大

D．加入NaOH固体，溶液pH减小

解析：水解平衡常数只与温度有关，因此稀释溶液，水解平衡常数不变，A项错误；通入H2S，HS－浓度增大，B项错误；升高温度，水解平衡向右移动，溶液中c(HS－)增大、c(S2－)减小，故cHS－cS2－增大，C项正确；加入NaOH固体，溶液碱性增强，pH增大，D项错误。

答案：C

2．(2015·石家庄一模)25 ℃时，关于①0.1 mol·L－1的NH4Cl溶液 ②0.1 mol·L－1的NaOH溶液，下列叙述正确的是( )

A．若向①中加适量水，溶液中c(Cl－)/c(NH＋4)的值减小

B．若将①和②均稀释100倍，①的pH变化更大

C．若向②中加适量水，水的电离平衡正向移动

D．若将①和②混合，所得溶液的pH＝7，则溶液中的c(NH3·H2O)>c(Na＋)

解析：本题考查电解质溶液，意在考查考生对盐类水解、电解质电离等理论的理解与应用能力。加水促进NH＋4水解，n(Cl－)不变，n(NH＋4)减小，而n(Cl－)/n(NH＋4)＝c(Cl－)/c(NH＋4)，故随着溶液的稀释，c(Cl－)/c(NH＋4)逐渐增大，A项错误；水解为可逆反应，而且水解较微弱，而NaOH是强电解质，故①和②均稀释100倍时，②的pH变化大，B项错误；0.1 mol/L的NaOH溶液加水稀释时，溶液中c(OH－)减小，对水的电离的抑制程度减小，故水的电离平衡正向移动，C项正确；由溶液中电荷守恒可得：c(Cl－)＋c(OH－)＝c(H＋)＋c(NH＋4)＋c(Na＋)，由物料守恒可知c(Cl－)＝c(NH3·H2O)＋c(NH＋4)，因pH＝7，故c(OH－)＝c(H＋)，三式联立可得c(Na＋)＝c(NH3·H2O)，D项错误。

高三化学第一轮专题复习沉淀溶解平衡学案

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高三化学第一轮专题复习

水溶液中的离子平衡----难溶电解质的溶解平衡

【学习目标】1、了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。2、掌握沉淀的溶解和转化的本质、条件及应用。3、了解溶度积及其有关计算。

【自主学习】一、难溶电解质的溶解平衡

1．概念：在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，沉淀 速率和沉淀

速率相等的状态．

2．溶解平衡的建立： 固体溶质溶液中的溶质

(1)v（溶解） v（沉淀），固体溶解 (2) v（溶解） v（沉淀），溶解平衡

(3) v（溶解） v（沉淀），析出晶体

3．溶解平衡的特征 (1)等： ． (2)动：动态平衡．

(3)定：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持 ．

(4)变：当外界条件改变，溶解平衡将发生 ，达到新的平衡．

注意：溶解平衡方程式的书写：注意在沉淀后用(s)标明状态，溶液中用“aq”标明状态，并用“”连接。 如：Ag2S(s) 2Ag (aq) +S2－(aq)

4、影响溶解平衡的因素：内因：电解质本身的性质 外因：遵循平衡移动原理：

①浓度：加水稀释，平衡向

②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，多数平衡向 方向移动(Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少)。

③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物相应的离子，溶解平衡向 移动，溶解度 。

④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向 的方向移动．

思考：①AgCl(s) Ag+(aq)+Cl-(aq) ②AgCl＝Ag++Cl-两方程式所表示的意义相同吗？

二、沉淀溶解平衡常数——溶度积

1．表达式：对于溶解平衡MmAn(s)mMn+(aq)+nAm+(aq)，Ksp＝