高考化學 專題十 鹽類的水解和沉淀溶解平衡課件.ppt

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鹽類的水解 1 定義在溶液中鹽電離出來的離子跟 結合生成 的反應 水電離產生的H 或OH 弱電解質 H OH 水的電離平衡 增大 3 特點 可逆 酸堿中和 4 規(guī)律 否 是 是 NH Cu2 CH3COO 堿性 酸性 中性 pH 7 pH 7 pH 7 5 表示方法 水解的離子方程式 1 一般鹽類水解程度很小 水解產物很少 在書寫鹽類水解方程式時用 號連接 產物不標 或 不把產物 如NH3 H2O H2CO3 寫成其分解產物的形式 如 Cu2 2H2OCu OH 2 2H NH H2ONH3 H2O H 2 多元弱酸鹽的水解分步進行 以第一步為主 一般只寫第一步水解的離子方程式 例如Na2CO3水解 3 多元弱堿陽離子的水解方程式一步寫完 例如 FeCl3水解 4 水解顯酸性和堿性的離子存在于同一溶液中 由于相互促進水解程度較大 書寫時要用 等 如NaHCO3與AlCl3混合溶液的反應離子方程式 越弱 2 外因 溫度 濃度 右移 增大 增大 右移 減小 增大 左移 增大 減小 外加物質 外加物質對水解反應的影響取決于該物質的性質 a 外加酸堿 增大 減小 減小 增大 b 加能水解的鹽 抵制 促進 水解規(guī)律口訣兩強不水解 有弱才水解 誰強顯誰性 同強顯中性 越弱越水解 越熱越水解 越稀越水解 越濃越難解 加酸抑制陽 加堿抑制陰 同性相抑制 異性相促進 沉淀溶解平衡 1 含義在一定溫度下的水溶液中 當沉淀 和 的速率相等時 即建立了溶解平衡狀態(tài) 2 建立過程 溶解 生成 3 特征 不變 4 沉淀溶解平衡常數(shù) 溶度積 1 表達式對于溶解平衡MmAn s mMn aq nAm aq Ksp cm Mn cn Am 2 影響因素 只受 影響 溫度 3 溶度積規(guī)則某難溶電解質的溶液中任一情況下有關離子濃度的乘積Qc 離子積 與Ksp的關系 5 影響沉淀溶解平衡的因素 1 內因難溶電解質本身的性質 這是決定因素 2 外因以AgCl s Ag aq Cl aq H 0為例 沉淀溶解平衡的四個注意要點1 沉淀溶解平衡是化學平衡的一種 沉淀溶解平衡的移動也同樣遵循勒夏特列原理 2 溶度積大的難溶電解質的溶解度不一定大 只有組成相似的難溶電解質才有可比性 3 復分解反應總是向著某些離子濃度減小的方向進行 若生成難溶電解質 則向著生成溶度積較小的難溶電解質的方向進行 4 一定溫度下沉淀溶解平衡 曲線上的任意一點 都代表指定溫度下的飽和溶液 由對應的離子濃度可求Ksp 要點一鹽溶液酸堿性的判斷方法 1 強酸與弱堿生成的鹽水解 溶液呈酸性 如NH4Cl FeCl3等 2 強堿與弱酸生成的鹽水解 溶液呈堿性 如Na2CO3 K2S等 3 強酸強堿鹽不水解 溶液呈中性 如NaCl K2SO4等 4 弱酸弱堿鹽 其水解程度大于 1 2 兩類 有的甚至水解完全 具體有三種情況 生成的弱酸的電離程度大于生成的弱堿的電離程度 溶液呈酸性 如NH4F 生成的弱酸的電離程度小于生成的弱堿的電離程度 溶液呈堿性 如NH4HCO3 生成的弱酸和弱堿的電離程度相同 溶液呈中性 如CH3COONH4 典例示范1 為更深入了解酸式鹽水溶液的相關知識 設計以下相關內容 請仔細閱讀后回答 1 已知某二元酸H2A的電離方程式是 H2A H HA HA H A2 若0 1mol L 1NaHA溶液的pH 2 則0 1mol L 1H2A溶液中c H 0 11mol L 1 填 或 2 已知某二元酸H2B的電離方程式是 H2B H HB HB H B2 電離常數(shù)K1 1 3 10 7 K2 7 1 10 15 請判斷NaHB溶液顯 性 答案 1 2 堿 借題發(fā)揮 突破酸式鹽溶液酸堿性判斷的方法中學常見酸式鹽溶液中 強酸酸式根離子有HSO 4 完全電離 弱酸酸式根離子HSO 4的電離大于水解 其它水解大于電離 2 在酸式鹽NaHA溶液中 要點二溶液中粒子濃度的關系 3 質子守恒如Na2S水溶液中的質子轉移作用圖示如下 答案D 要點三鹽類水解的應用 典例示范3 2015 河南洛陽質檢 下列說法中正確的是 A AlCl3溶液和Al2 SO4 3溶液加熱 蒸發(fā) 濃縮 結晶 灼燒 所得固體的成分相同B 配制FeCl3溶液時 將FeCl3固體溶解在硫酸中 然后再用水稀釋到所需的濃度C 向CuCl2溶液中加入CuO 調節(jié)pH可除去溶液中混有的Fe3 D 泡沫滅火器中常使用的原料是碳酸鈉和硫酸鋁 解析A項 AlCl3溶液最后得到的固體成分為Al2O3 Al2 SO4 3溶液最后得到的固體成為Al2 SO4 3 該項錯 B項 FeCl3應溶解在鹽酸中 然后再用水稀釋到所需濃度 該項錯 D項 是碳酸氫鈉和硫酸鋁 該項錯 答案C 1 沉淀的生成 1 條件 離子濃度積 Qc 大于溶度積 Ksp 2 應用 分離離子 同一類型的難溶電解質 如AgCl AgBr AgI 溶度積小的物質先析出 溶度積大的物質后析出 控制溶液的pH來提純物質 如除去CuCl2中的FeCl3就可以向溶液中加入CuO或Cu OH 2等物質 將Fe3 轉化為Fe OH 3而除去 要點四溶度積在沉淀溶解平衡中的 三大應用 2 沉淀的溶解當溶液中溶度積Qc小于Ksp時 沉淀可以溶解 其常用的方法有 1 酸堿溶解法 加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應離子反應 降低離子濃度 使平衡向溶解的方向移動 如CaCO3可溶于鹽酸 2 鹽溶解法 加入鹽溶液 與沉淀溶解平衡體系中某種離子反應生成弱電解質 從而減小離子濃度使沉淀溶解 如Mg OH 2溶于NH4Cl溶液 3 氧化還原法 通過發(fā)生氧化還原反應使平衡體系中的離子濃度降低 從而使沉淀溶解 如Ag2S溶于硝酸 3 沉淀的轉化 1 沉淀轉化的實質是沉淀溶解平衡的移動 一般是溶解度小的沉淀會轉化生成溶解度更小的沉淀 2 溶解度較小的沉淀在一定條件下也可以轉化成溶解度較大的沉淀 如在BaSO4的飽和溶液中加入高濃度的Na2CO3溶液 也可以轉化成溶解度較大的BaCO3沉淀 2015 廣東東莞模擬 某溫度時 AgCl s Ag aq Cl aq 在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示 下列說法正確的是 典例示范4 A 加入AgNO3 可以使溶液由c點變到d點B 加入固體NaCl 則AgCl的溶解度減小 Ksp也減小C d點有AgCl沉淀生成D c點對應的Ksp小于a點對應的Ksp解析A項 當加入AgNO3時 溶液中的c Ag 增大 而c Cl 減小 即溶液不能由c點變到d點 錯 B項 加入固體NaCl 則AgCl的溶解度減小 但Ksp不變 錯 C項 d點時的c Ag c Cl Ksp 有沉淀生成 對 D項 曲線上的點對應的是溶解平衡時的離子濃度關系 而當溫度一定時Ksp不變 即c點對應的Ksp與a點對應的Ksp相等 錯 答案C 借題發(fā)揮 溶度積在沉淀溶解平衡應用中的易錯提醒1 溶度積曲線上的點表示該條件下達到溶解與沉淀平衡狀態(tài) 在曲線下方的點表示該溫度下未達到平衡 在曲線上方的點表示過飽和狀態(tài) 2 涉及Qc的計算時 易忽視等體積混合后離子的濃度均減半而使計算出錯 故離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度 所代入的溶液體積也必須是混合溶液的體積