蘇教版2019高二化學(xué)選擇性必修第一冊(cè) 第三章+水溶液中的離子反應(yīng)（知識(shí)梳理）

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第三章 水溶液中的離子反應(yīng) 知識(shí)梳理 弱電解質(zhì)的電離平衡 第1節(jié) 一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 1．電解質(zhì)和非電解質(zhì) 電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。如酸、堿、鹽等。 非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下均以分子形式存在，因而不能導(dǎo)電的化合物。如苯、乙醇等。 2．強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì) (1)二者的比較 (2)常見(jiàn)的強(qiáng)、弱電解質(zhì) 二、弱電解質(zhì)的電離平衡 1．電解質(zhì)電離的表示方法——電離方程式 (1)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，用“===”。HCl===H＋＋Cl－、Na2SO4===2Na＋＋SOeq \o\al(2－,4)。 (2)弱電解質(zhì)部分電離，用“”。CH3COOHCH3COO－＋H＋(或CH3COOH＋H2OCH3COO－＋H3O＋)、NH3?H2ONHeq \o\al(＋,4)＋OH－。 多元弱酸，以第一步電離為主，分步可逆電離如：H2CO3H＋＋HCOeq \o\al(－,3)；HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3)。 多元弱堿，分步可逆電離，但書寫較為復(fù)雜，只寫一步可逆電離如：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。 2．弱電解質(zhì)的電離平衡 (1)弱電解質(zhì)電離平衡的建立 ①開(kāi)始時(shí)，v電離最大，而v結(jié)合為0。 ②平衡的建立過(guò)程中，v電離>v結(jié)合。 ③當(dāng)v電離＝v結(jié)合時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到平衡狀態(tài)。 (2)弱電解質(zhì)電離平衡狀態(tài) 在一定條件(如溫度、濃度)下，弱電解質(zhì)在溶液中電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)。 (3)電離平衡狀態(tài)的特征 ①逆——弱電解質(zhì)的電離過(guò)程是可逆的。 ②等——平衡時(shí)，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等。 ③動(dòng)——平衡時(shí)，電離過(guò)程與離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的過(guò)程仍在進(jìn)行，是動(dòng)態(tài)平衡。 ④定——平衡時(shí)，各微粒(分子、離子)的濃度保持恒定。 ⑤變——外界條件改變時(shí)，平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。 （4）外界條件對(duì)電離平衡的影響 電離過(guò)程是可逆過(guò)程，可直接用化學(xué)平衡移動(dòng)原理分析電離平衡。 第2節(jié) 電離平衡常數(shù)和電離度 一、電離平衡常數(shù) 1．概念 在一定條件下達(dá)到電離平衡時(shí)，弱電解質(zhì)電離形成的各種離子的濃度冪之積與溶液中未電離的分子的濃度之比是一個(gè)常數(shù)，用符號(hào)K表示。 2．表示方法 ①一元弱酸、一元弱堿的電離平衡常數(shù)： CH3COOH電離常數(shù)的表達(dá)式：Ka＝eq \f(c(CH3COO－)?c(H＋),c(CH3COOH))。 NH3?H2O電離平衡常數(shù)的表達(dá)式：Kb＝eq \f(c(NHeq \o\al(＋,4))?c(OH－),c(NH3?H2O))。 ②多元弱酸的電離常數(shù)： H2CO3H＋＋HCOeq \o\al(－,3)　 Ka1＝eq \f(c(H＋)?c(HCOeq \o\al(－,3)),c(H2CO3)) HCOeq \o\al(－,3)H＋＋COeq \o\al(2－,3) Ka2＝eq \f(c(H＋)?c(COeq \o\al(2－,3)),c(HCOeq \o\al(－,3))) 多元弱酸各步電離常數(shù)的大小比較為Ka1?Ka2，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步電離決定。 由于多元弱堿為難溶堿，所以一般不用電離平衡常數(shù)，而用以后要學(xué)到的難溶物的溶度積常數(shù)。 3．意義 表示弱電解質(zhì)的電離能力。一定溫度下，K值越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸(或堿)性越強(qiáng)。 4．影響因素 (1)內(nèi)因：同一溫度下，不同的弱電解質(zhì)的電離常數(shù)不同，說(shuō)明電離常數(shù)首先由物質(zhì)的本身性質(zhì)所決定。 (2)外因：對(duì)于同一弱電解質(zhì)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，由于電離為吸熱過(guò)程，所以電離平衡常數(shù)隨溫度升高而增大。 5．電離常數(shù)的應(yīng)用 (1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。如Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)，則酸性：HF＞CH3COOH。 (2)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。如Ka(HNO2)＞Ka(CH3COOH)，則NaNO2＋CH3COOH===CH3COONa＋HNO2的反應(yīng)不能進(jìn)行。 (3)判斷溶液中微粒濃度比值的變化。如加水稀釋醋酸溶液，由于Ka(CH3COOH)＝eq \f(c(CH3COO－)?c(H＋),c(CH3COOH))不變，稀釋后c(CH3COO－)減小，則eq \f(c(H＋),c(CH3COOH))＝eq \f(Ka,c(CH3COO－))增大。 二、電離度 1．概念 弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，可用弱電解質(zhì)已電離部分的濃度與其起始濃度的比值來(lái)表示電離的程度，簡(jiǎn)稱為電離度，通常用符號(hào)α表示。 2．?dāng)?shù)學(xué)表達(dá)式 α＝eq \f(已電離的弱電解質(zhì)濃度,弱電解質(zhì)的起始濃度)×100% 或α＝eq \f(已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù),弱電解質(zhì)的起始分子數(shù))×100%。 或α＝ eq \f(已電離的弱電解質(zhì)的物質(zhì)的量,弱電解質(zhì)的初始物質(zhì)的量) ×100% 3．意義 (1)電離度實(shí)質(zhì)上是一種平衡轉(zhuǎn)化率。表示弱電解質(zhì)在水中的電離程度。 (2)同一弱電解質(zhì)的濃度不同，電離度也不同，溶液越稀，電離度越大。 4．影響因素 5.電離常數(shù)的相關(guān)計(jì)算(以弱酸HX為例) HX　　　H＋?。－ 起始/(mol?L－1)) c0(HX) 0 0 平衡/(mol?L－1)) c0(HX)－c(H＋)　 c(H＋) c(H＋) 則K＝eq \f(c(H＋)?c(X－),c(HX))＝eq \f(c2(H＋),c0(HX)－c(H＋))。 (1)已知c0(HX)和c(H＋)，求電離常數(shù)，由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，則K≈eq \f(c2(H＋),c0(HX))，代入數(shù)值求解即可。 (2)已知c0(HX)和電離常數(shù)，求c(H＋)，由于K值很小，c(H＋)的數(shù)值很小，可做近似處理：c0(HX)－c(H＋)≈c0(HX)，則c(H＋)≈eq \r(K?c0(HX))，代入數(shù)值求解即可。 (3)同理，一元弱堿(MOH)中，c(OH－)≈eq \r(Kb?c0(MOH))。 6．計(jì)算電離度(以一元弱酸HA為例) 　　　　　HA　　H＋?。－ 起始： c酸 0 0 平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α Ka＝ eq \f(（c酸·α）2,c酸·（1－α）)＝ eq \f(c酸·α2,1－α)，因?yàn)棣梁苄?，所?－α≈1，即Ka＝c酸·α2，所以α＝ eq \r(\f(Ka,c酸))。 第3節(jié) 水的電離平衡 一、水的電離平衡及影響因素 1．水的電離：水是一種極弱的電解質(zhì)，水的電離存在電離平衡。 (1)電離方程式：2H2OH3O＋＋OH－，通常簡(jiǎn)寫為H2OH＋＋OH－。 (2)室溫下純水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7 mol?L－1。 2．影響水的電離平衡的因素 (1)升高溫度可促進(jìn)水的電離。 (2)酸、堿均可抑制水的電離。 (3)活潑金屬(如Na)可促進(jìn)水的電離。 3．水的離子積常數(shù) (1)符號(hào)：Kw。 (2)表達(dá)式：Kw＝c(H＋)?c(OH－)，25 ℃時(shí)，Kw＝1.0×10－14。 (3)影響因素：只與溫度有關(guān)，升高溫度Kw增大，降低溫度Kw減小。 (4)適用范圍：Kw不僅適用于純水也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。 4.影響水電離平衡的因素(25 ℃) 二、水電離出的c(H＋)或c(OH－)的計(jì)算 (1)等量關(guān)系 無(wú)論是純水，還是酸性(或堿性)溶液，由水的電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)。 (2)定量關(guān)系 任何電解質(zhì)稀溶液中都存在Kw＝c(H＋)?c(OH－)，在表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均表示整個(gè)溶液中H＋、OH－總的物質(zhì)的量濃度而不是單指由水電離出的c(H＋)、c(OH－)。 ①稀酸溶液—OH－全部來(lái)自水的電離，水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq \f(Kw,c(H＋))。 ②稀堿溶液—H＋全部來(lái)自水的電離，水電離產(chǎn)生的c水(H＋)＝c水(OH－)＝eq \f(Kw,c(OH－))。 第4節(jié) 溶液的酸堿性與pH 一、溶液的酸堿性與pH 1．溶液的酸堿性：溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是c(H＋)與c(OH－)的相對(duì)大小。 2．溶液酸堿性與溶液中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系 c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性； c(H＋)>c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性越強(qiáng)； c(H＋)c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。 2.鹽溶液中離子的水解是微弱的。如CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。 三、溶液中粒子濃度比較的思路 1.溶液中粒子濃度比較的一般步驟 2.溶液中粒子濃度比較的規(guī)律方法 解題思路eq \b\lc\{(\a\vs4\al\co1(單一,溶液\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(酸或堿溶液——考慮電離,鹽溶液——考慮水解)),混,合,溶,液\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(不反應(yīng)——同時(shí)考慮電離和水解,反應(yīng)\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(恰好,反應(yīng)\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(生成酸或堿——考慮電離,生成鹽溶液——考慮水解)),過(guò)量——根據(jù)過(guò)量程度考慮電離和水解)))))) 解題方法→確定溶液中粒子的構(gòu)成eq \o(――→,\s\up11(利用守),\s\do4(恒思想)) eq \b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(元素質(zhì)量守恒,質(zhì)子守恒,電荷守恒))eq \o(――→,\s\up17(推斷))結(jié)論 解題技巧eq \b\lc\{(\a\vs4\al\co1(不等式關(guān)系——\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(電離理論,水解理論)),等式關(guān)系\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(電荷守恒,元素質(zhì)量守恒)))) 四、離子濃度的關(guān)系比較 1．單一溶液中離子濃度大小的比較 (1)氯化銨溶液。 ①先分析NH4Cl溶液中的電離、水解過(guò)程。 電離：NH4Cl===NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋Cl－、H2OH＋＋OH－。 水解：NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋H2ONH3·H2O＋H＋。 判斷溶液中存在的離子有NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))、Cl－、H＋、OH－。 ②再根據(jù)其電離和水解程度的相對(duì)大小，比較確定氯化銨溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Cl－)>c(NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4)))>c(H＋)>c(OH－)。 (2)碳酸鈉溶液。 ①先分析Na2CO3溶液中的電離、水解過(guò)程： 電離：Na2CO3===2Na＋＋CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、H2OH＋＋OH－。 水解：CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))＋H2OHCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))＋OH－、HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中存在的離子有Na＋、CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、OH－、H＋。 ②溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na＋)>c(CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3)))>c(OH－)>c(HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3)))>c(H＋)。 (3)碳酸氫鈉溶液。 ①先分析NaHCO3溶液中的電離、水解過(guò)程： 電離：NaHCO3===Na＋＋HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))H＋＋CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、H2OH＋＋OH－。 水解：HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))＋H2OH2CO3＋OH－。 溶液中存在的離子有Na＋、HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、H＋、OH－。 ②由于HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))的電離程度小于HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))的水解程度，所以溶液中離子濃度由大到小的順序是c(Na＋)>c(HCO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3)))>c(OH－)>c(H＋)>c(CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3)))。 (4)亞硫酸氫鈉溶液。 ①先分析NaHSO3溶液中的電離、水解過(guò)程。 電離：NaHSO3===Na＋＋HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))H＋＋SO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、H2OH＋＋OH－。 水解：HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))＋H2OH2SO3＋OH－。 溶液中存在的離子有：Na＋、HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))、H＋、SO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))、OH－。 ②由于HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))的電離程度大于HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3))的水解程度，所以溶液中離子濃度由大到小順序?yàn)椋篶(Na＋)>c(HSO eq \o\al(\s\up11(－),\s\do4(3)))>c(H＋)>c(SO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3)))>c(OH－)。 2．混合溶液中各離子濃度比較，根據(jù)電離程度、水解程度的相對(duì)大小綜合分析 (1)分子的電離程度大于對(duì)應(yīng)離子的水解程度。 在0.1 mol·L－1NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中：由于NH3·H2O的電離程度大于NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))的水解程度，導(dǎo)致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序?yàn)閏(NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4)))>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 (2)分子的電離程度小于對(duì)應(yīng)離子的水解程度。 在0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的電離程度小于CN－的水解程度，導(dǎo)致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序?yàn)閏(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)，且c(HCN)>c(Na＋)＝0.1 mol·L－1。 第9節(jié) 沉淀溶解平衡與溶度積 一、沉淀溶解平衡原理 1．沉淀溶解平衡 難溶電解質(zhì)是指溶解度小于0.01 g的物質(zhì)，其實(shí)它們?cè)谒胁⒉皇遣蝗埽皇侨芙舛认鄬?duì)比較小而已。 (1)沉淀溶解平衡建立 AgCl的沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag＋＋Cl－。 上述平衡存在兩個(gè)過(guò)程：一方面，在水分子的作用下，少量Ag＋和Cl－脫離氯 化銀表面進(jìn)入水中(溶解過(guò)程)；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl－受氯化銀表面陰、陽(yáng)離子的吸引，回到氯化銀表面析出(沉淀過(guò)程)，如圖。 (2)沉淀溶解平衡 ①在一定溫度下，固體物質(zhì)在水中溶解速率和沉淀速率相等時(shí)，體系中形成飽和溶液，這種平衡稱為沉淀溶解平衡。 ②沉淀溶解平衡的特征 2．影響沉淀溶解平衡的因素 (1)內(nèi)因：溶質(zhì)本身的性質(zhì)。絕對(duì)不溶的物質(zhì)是沒(méi)有的；物質(zhì)的溶解度差別是很大的；易溶溶質(zhì)的飽和溶液中也存在溶解平衡。 (2)外因：包括濃度、溫度等，遵循勒夏特列原理。 ①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。 ②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)；少數(shù)平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)[如Ca(OH)2的溶解平衡]。 ③同離子效應(yīng)：向平衡體系中加入相同的離子，使平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)。 ④化學(xué)反應(yīng)：向平衡體系中加入可與體系中某些離子反應(yīng)生成更難溶的物質(zhì)或氣體的離子時(shí)，平衡向溶解方向移動(dòng)。 已知溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋＋2OH－，請(qǐng)分析當(dāng)改變下列條件時(shí)，對(duì)該溶解平衡的影響，填寫下表(濃度變化均指平衡后和原平衡比較)： 二、溶度積常數(shù) 1．概念：以AmBn(s)mAn＋＋nBm－為例，Ksp＝cm(An＋)?cn(Bm－)。在一定溫度下，Ksp是一個(gè)常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積。 例如：AgCl(s)Ag＋＋Cl－ Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)?c(Cl－)。 Fe(OH)3(s)Fe3＋＋3OH－ Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)?c3(OH－)。 2．影響因素：只與溫度、物質(zhì)本身有關(guān)，在一定溫度下，某物質(zhì)的Ksp為一常數(shù)。 3．意義：難溶電解質(zhì)Ksp的大小反映物質(zhì)在水中溶解能力。對(duì)于同類型的難溶電解質(zhì)(如AgCl、AgBr、AgI)Ksp越小，在水中溶解能力越小。 三、關(guān)于Ksp的計(jì)算類型 (1)已知溶度積，求飽和溶液中某種離子的濃度。 如Ksp(AgCl)＝a，則飽和AgCl溶液中，c(Ag＋)＝eq \r(a) mol?L－1。 (2)已知溶度積和溶液中某種參與沉淀溶解平衡的離子濃度，求達(dá)到沉淀溶解平衡后另一種參與沉淀溶解平衡的離子濃度。 如某溫度下Ksp(AgCl)＝a，在0.1 mol?L－1 NaCl溶液中加入過(guò)量的AgCl固體，達(dá)到平衡后c(Ag＋)＝10a mol?L－1。 (3)計(jì)算沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)的平衡常數(shù)， 如對(duì)于反應(yīng)Cu2＋＋ZnS(s)CuS(s)＋Zn2＋，Ksp(ZnS)＝c(Zn2＋)?c(S2－)，Ksp(CuS)＝c(Cu2＋)?c(S2－)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K＝eq \f(c(Zn2＋),c(Cu2＋))＝eq \f(c(Zn2＋)?c(S2－),c(Cu2＋)?c(S2－))＝eq \f(Ksp(ZnS),Ksp(CuS))。 (4)利用Ksp和Kw的關(guān)系計(jì)算溶液的pH ①沉淀開(kāi)始時(shí)pH的計(jì)算 已知25 ℃時(shí)，Ksp[Cu(OH)2]＝2×10－20，計(jì)算向2 mol/L CuSO4溶液中加入NaOH調(diào)節(jié)溶液pH是多少時(shí)才開(kāi)始生成Cu(OH)2沉淀。 提示：Ksp[Cu(OH)2]＝c(Cu2＋)?c2(OH－)＝2×c2(OH－)＝2×10－20，c(OH－)＝10－10 mol/L， c(H＋)＝eq \f(Kw,c(OH－))＝eq \f(1×10－14,10－10) mol/L＝10－4 mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 10－4＝4。 ②沉淀完全時(shí)pH的計(jì)算 已知25 ℃時(shí)，Ksp[Zn(OH)2]＝1.0×10－17，計(jì)算向0.1 mol/L ZnCl2溶液中加入NaOH調(diào)節(jié)溶液pH是多少時(shí)，溶液中Zn2＋沉淀完全。 提示：當(dāng)溶液中c(Zn2＋)≤10－5 mol/L時(shí)，可視為Zn2＋沉淀完全。 Ksp[Zn(OH)2]＝c(Zn2＋)?c2(OH－)＝10－5?c2(OH－)＝1×10－17，c(OH－)＝10－6 mol/L，c(H＋)＝eq \f(Kw,c(OH－))＝eq \f(10－14,10－6) mol/L＝10－8 mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg 10－8＝8。 四、溶度積Ksp常見(jiàn)的應(yīng)用 (1)比較難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力 (2)判斷沉淀生成的順序 對(duì)于同類型且含有相同離子的沉淀，溶度積越小，沉淀越先生成。 例如向物質(zhì)的量濃度相等的NaCl和NaI的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液，先生成AgI沉淀，后生成AgCl沉淀。這是因?yàn)槌恋鞩－所需的c(Ag＋)比沉淀Cl－所需的c(Ag＋)小。 (3)判斷沉淀生成的條件 生成沉淀的條件是滿足Qc>Ksp，由此可以計(jì)算出使離子沉淀完全的條件。通常認(rèn)為當(dāng)溶液中的離子濃度小于等于10－5 mol?L－1時(shí)，該離子已沉淀完全。 以Fe(OH)3為例，可計(jì)算Fe3＋完全沉淀所需控制的pH：Ksp[Fe(OH)3]＝2.8×10－39，當(dāng)c(Fe3＋)＝10－5 mol?L－1時(shí)，c(OH－)＝eq \r(3,2.8×10－34) mol?L－1≈6.54×10－12 mol?L－1，c(H＋)≈1.53×10－3 mol?L－1，pH≈2.8，故Fe3＋在pH＝2.8時(shí)沉淀完全。 同理可計(jì)算Cu2＋、Mg2＋、Fe2＋等金屬離子沉淀完全時(shí)溶液的pH。 五．沉淀溶解平衡圖像題的解題策略 第一步：明確圖中橫、縱軸的含義。 第二步：理解圖中曲線上的點(diǎn)、曲線外的點(diǎn)的含義。 以氯化銀為例，在該沉淀溶解平衡圖像上，曲線上任意一點(diǎn)都達(dá)到了沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時(shí)Qc＝Ksp。在溫度不變時(shí)，改變一種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會(huì)出現(xiàn)在曲線外。 第10節(jié) 沉淀溶解平衡原理的應(yīng)用 一、沉淀的轉(zhuǎn)化與溶解 1．沉淀的轉(zhuǎn)化 實(shí)驗(yàn)探究AgCl、AgI、Ag2S的轉(zhuǎn)化 (1)根據(jù)實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象可知三種沉淀溶解能力從大到小的順序是AgCl>AgI>Ag2S。 (2)向AgCl沉淀中滴加KI溶液時(shí)，溶液中的Ag＋和I－結(jié)合生成了更難溶解的AgI，溶液中Ag＋濃度減小，促使AgCl的沉淀溶解平衡向其溶解的方向移動(dòng)，最終AgCl完全轉(zhuǎn)化為AgI。AgI轉(zhuǎn)化為Ag2S的原理相同。 (3)沉淀轉(zhuǎn)化的離子方程式：AgCl(s)＋I(xiàn)－AgI(s)＋Cl－；2AgI(s)＋S2－Ag2S(s)＋2I－。 轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)：沉淀溶解平衡的移動(dòng)。 轉(zhuǎn)化的條件：溶液中的離子濃度冪之積大于Ksp。 2．沉淀的溶解 (1)原理：根據(jù)平衡移動(dòng)原理，對(duì)于在水中難溶的電解質(zhì)，只要不斷移去溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，平衡就向沉淀溶解的方向移動(dòng)，從而使沉淀溶解。 (2)實(shí)例：①CaCO3沉淀溶于鹽酸中： CO2氣體的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡體系中的COeq \o\al(2－,3)濃度不斷減小，平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)。 ②分別寫出用HCl溶解難溶電解質(zhì)FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2的離子方程式：FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑、Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O、Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O。 ③向Mg(OH)2懸濁液中分別滴加蒸餾水、稀鹽酸、NH4Cl溶液，白色沉淀將不溶解、溶解、溶解(填“溶解”或“不溶解”)。 二、沉淀的生成與轉(zhuǎn)化在生產(chǎn)和科研中的應(yīng)用 1．沉淀的生成 (1)沉淀生成的應(yīng)用。 在涉及無(wú)機(jī)制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中，常利用生成沉淀來(lái)達(dá)到分離或除去某些離子的目的。 (2)沉淀的方法。 ①調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7～8，可使Fe3＋轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反應(yīng)如下：Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))。 ②加沉淀劑法：如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子，如Cu2＋、Hg2＋等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。 a．通入H2S除去Cu2＋的離子方程式：H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。 b．加入Na2S除去Hg2＋的離子方程式：Hg2＋＋S2－===HgS↓。 c．同離子效應(yīng)法：增大溶解平衡中離子濃度，使平衡向沉淀的方向移動(dòng)。 2．沉淀的溶解 (1)沉淀溶解的原理。 根據(jù)平衡移動(dòng)原理，對(duì)于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去溶解平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)，就可以使沉淀溶解。 (2)沉淀溶解的方法。 ①酸溶解法：用強(qiáng)酸溶解的難溶電解質(zhì)有CaCO3、FeS、Al(OH)3、Ca(OH)2等。 如CaCO3難溶于水，卻易溶于鹽酸，原因是：CaCO3在水中存在溶解平衡為CaCO3(s)Ca2＋＋CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))，當(dāng)加入鹽酸后發(fā)生反應(yīng)：CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3))＋2H＋===H2O＋CO2↑，c(CO eq \o\al(\s\up11(2－),\s\do4(3)))降低，溶解平衡向溶解方向移動(dòng)。 ②鹽溶液溶解法：Mg(OH)2難溶于水，能溶于鹽酸、NH4Cl溶液中。溶于NH4Cl溶液反應(yīng)的離子方程式為Mg(OH)2(s)＋2NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))===Mg2＋＋2NH3·H2O。 3．沉淀轉(zhuǎn)化 (1)鍋爐除水垢。 水垢CaSO4(s) eq \o(――→,\s\up9(Na2CO3))CaCO3(s) eq \o(――→,\s\up9(鹽酸))Ca2＋(aq) 有關(guān)化學(xué)方程式： CaSO4(s)＋Na2CO3(aq)CaCO3(s)＋Na2SO4(aq)、CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 (2)自然界中礦物的轉(zhuǎn)化。 如原生銅硫化物 eq \o(――→,\s\up11(氧化),\s\do4(淋濾))CuSO4(溶液) eq \o(――→,\s\up11(ZnS),\s\do4(PbS))CuS(銅藍(lán)) 有關(guān)化學(xué)方程式： ZnS(s)＋CuSO4(aq)CuS(s)＋ZnSO4(aq)， PbS(s)＋CuSO4(aq)CuS(s)＋PbSO4(s)。 (3)工業(yè)廢水處理。 工業(yè)廢水處理過(guò)程中，重金屬離子可利用沉淀轉(zhuǎn)化原理用FeS等難溶物轉(zhuǎn)化為HgS、Ag2S、PbS等沉淀。 用FeS除去Hg2＋的離子方程式： FeS(s)＋Hg2＋HgS(s)＋Fe2＋。 強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)概念在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠完全電離成離子的電解質(zhì)在水溶液里只有部分電離成離子的電解質(zhì)相同點(diǎn)在水溶液里都能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子，都是電解質(zhì)不同點(diǎn)粒子的存 在形式只存在電解質(zhì)電離產(chǎn)生的陰、陽(yáng)離子，不存在電解質(zhì)分子大量存在電解質(zhì)分子，少量存在弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子電離過(guò)程不可逆，不存在電離平衡，電離方程式中用“===”可逆，存在電離平衡，電離方程式中用“”電離程度完全電離不完全電離影響因素電離程度原因本身性質(zhì)電解質(zhì)本身性質(zhì)決定電解質(zhì)的電離程度結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)反應(yīng)條件溫度(升溫)增大電離過(guò)程是吸熱的濃度(減小)增大濃度減小，離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)分子的速率小外加電解質(zhì)同離子效應(yīng)減小離子(產(chǎn)物)濃度增大，平衡左移消耗弱電解質(zhì)的離子增大離子(產(chǎn)物)濃度減小，平衡右移c(H＋)/(mol?L－1)c(OH－)/(mol?L－1)水的電離程度平衡移動(dòng)Kw純水1.0×10－71.0×10－7——1.0×10－14升溫＞1.0×10－7＞1.0×10－7增大向右增大加酸＞1.0×10－7＜1.0×10－7減小向左不變加堿＜1.0×10－7＞1.0×10－7減小向左不變加活潑 金屬＜1.0×10－7＞1.0×10－7增大向右不變酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強(qiáng)酸弱堿強(qiáng)堿稀釋10n倍pHb－npH＝b－n無(wú)限稀釋pH趨向于7常見(jiàn)的酸堿指示劑變色范圍(顏色與pH的關(guān)系)甲基紅6.2黃色酚酞10.0紅色甲基橙4.4黃色步驟操作V標(biāo)準(zhǔn)c待測(cè)洗滌酸式滴定管未用標(biāo)準(zhǔn)溶液潤(rùn)洗變大偏高堿式滴定管未用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變小偏低錐形瓶用待測(cè)溶液潤(rùn)洗變大偏高錐形瓶洗凈后還留有蒸餾水不變無(wú)影響取液放出堿液的滴定管開(kāi)始有氣泡，放出液體后氣泡消失變小偏低錐形瓶中指示劑加的過(guò)多變大偏高滴定酸式滴定管滴定前有氣泡，滴定終點(diǎn)時(shí)氣泡消失變大偏高振蕩錐形瓶時(shí)部分液體濺出變小偏低部分酸液滴出錐形瓶外變大偏高溶液顏色較淺時(shí)滴入酸液過(guò)快，停止滴定后反加一滴NaOH溶液無(wú)變化變大偏高讀數(shù)帶來(lái)的誤差用滴定管量取待測(cè)液先俯視后仰視變小偏低先仰視后俯視變大偏高標(biāo)準(zhǔn)液先俯視后仰視變大偏高先仰視后俯視變小偏低配制500 mL0．1 mol/L的NaOH溶液需要NaOH的質(zhì)量為2．0 g誤差來(lái)源V標(biāo)準(zhǔn)c待測(cè)NaOH已部分潮解或稱量時(shí)間過(guò)長(zhǎng)變大偏高雜質(zhì)不與鹽酸反應(yīng)變大偏高NaOH中含有雜質(zhì)所含雜質(zhì)消耗1 mol鹽酸需質(zhì)量大于40 g(例如Na2CO3、NaHCO3)變大偏高所含雜質(zhì)消耗1 mol鹽酸需質(zhì)量小于40 g(例如Na2O)變小偏低游碼有油污變小偏低鹽溶液鹽的類型溶液pH酸堿性NaCl強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽pH＝7中性CH3COONa強(qiáng)堿弱酸鹽pH>7堿性NH4Cl強(qiáng)酸弱堿鹽pH7堿性AlCl3強(qiáng)酸弱堿鹽pHc(OH－)，呈酸性理論解釋NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))和OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)NH3·H2O，使水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，使溶液中c(H＋)>c(OH－)總反應(yīng)離子方程式NH eq \o\al(\s\up11(＋),\s\do4(4))＋H2ONH3·H2O＋H＋溶液中存在的離子離子間能否相互作用生成弱電解質(zhì)能c(H＋)和c(OH－)的相對(duì)大小c(H＋)