考點(diǎn)1　鹽類水解1.鹽類水解的相關(guān)概念鹽類水解是指在水溶液中,鹽電離產(chǎn)生的離子與水電離產(chǎn)生的H+或OH-結(jié)合生成弱電 解質(zhì)的反應(yīng)。水解反應(yīng)是可逆的,是微弱的,它是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng),是吸熱反應(yīng)。2.鹽類水解的規(guī)律(1)“有弱才水解,無弱不水解,越弱越水解;誰強(qiáng)顯誰性,同強(qiáng)顯中性”。例如①酸性 HCNCH3COONa;②NaCl為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽,不 水解,溶液呈中性;NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽,溶液呈酸性;CH3COONa為強(qiáng)堿弱酸鹽,溶液呈
堿性;CH3COOH的Ka與NH3·H2O的Kb近似相等,則CH3COONH4溶液接近中性;HCOOH 的Ka大于NH3·H2O的Kb,則HCOONH4溶液呈酸性。(2)正鹽的水解程度大于酸式鹽。例如同濃度時(shí)Na2CO3比NaHCO3的水解程度大,溶液 pH:Na2CO3>NaHCO3。(3)酸式鹽溶液酸堿性的判斷①強(qiáng)酸的酸式鹽只電離,不水解,其溶液一定顯酸性,如NaHSO4。②弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。a.若電離程度大于水解程度,則溶液顯酸性。如NaHSO3、NaH2PO4。
b.若電離程度小于水解程度,則溶液顯堿性。如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。3.鹽類水解的影響因素(1)內(nèi)因:鹽本身的性質(zhì)。(2)外因
4.水解方程式的書寫(1)一般來說,鹽類水解的程度不大,應(yīng)該用“?”表示。鹽類水解一般不會(huì)產(chǎn)生沉淀和氣體,一般不用符號(hào)“↓”和“↑”。如:Cu2++2H2O? Cu(OH)2+2H+N?+H2O? NH3·H2O+H+(2)多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的,水解方程式分步書寫。如Na2CO3的水解反應(yīng):C?+H2O? HC?+OH-HC?+H2O? H2CO3+OH-(3)相互促進(jìn)的水解反應(yīng)
①弱酸陰離子和弱堿陽離子會(huì)相互促進(jìn)水解,若水解產(chǎn)物均為容易脫離反應(yīng)體系的溶 解度較小的物質(zhì)(如溶解度不大的氣體或沉淀),其相互促進(jìn)水解的程度非常大,可認(rèn)為 水解反應(yīng)完全進(jìn)行,應(yīng)用“? ”“↑”“↓”表示,如Al3++3HC?? Al(OH)3↓+3CO2↑。②若水解產(chǎn)物中有溶解度較大的物質(zhì)(無法脫離反應(yīng)體系),雖水解反應(yīng)能相互促進(jìn),但 水解程度還是較小,如N?+CH3COO-+H2O? CH3COOH+NH3·H2O,N?與CH3COO-可大量共存。注意　Mn2+與HC?、Al?與HC?的反應(yīng)不是相互促進(jìn)的水解反應(yīng),前者是HC?電離出的C?與Mn2+反應(yīng),后者是HC?電離出的H+與Al?反應(yīng)。
5.鹽的水解常數(shù)(以A-+H2O?HA+OH-為例)(1)表達(dá)式:Kh=?(2)Kh與KW、Ka的關(guān)系Kh=?=?注意?、貼a2CO3的第一步水解常數(shù)Kh=?,NaHCO3的水解常數(shù)Kh=?。②水解常數(shù)只受溫度影響。水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng),故Kh隨溫度升高而增大。Kh越大,水 解趨勢越大。③根據(jù)電離常數(shù)與水解常數(shù)的大小關(guān)系可判斷弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性。例如根據(jù)Kh(HC?)>?(H2CO3)可知NaHCO3溶液呈堿性。
6.鹽類水解的應(yīng)用(1)判斷溶液中離子能否大量共存。如Al3+、Fe3+與HC?、C?、Al?等因相互促進(jìn)水解不能大量共存。(2)判斷物質(zhì)間能否反應(yīng)。如因N?水解使溶液顯酸性,將Mg加到NH4Cl溶液中會(huì)產(chǎn)生氫氣。(3)加熱濃縮某些鹽溶液時(shí),要考慮水解,如濃縮FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得氫氧化物,灼 燒得金屬氧化物。(4)保存某些鹽溶液時(shí),要考慮鹽類水解,如在FeCl3溶液中加少量鹽酸來抑制Fe3+的水
解,保存Na2CO3等堿性鹽溶液不能用磨口玻璃塞,保存NH4F溶液不能用玻璃瓶。(5)解釋生活、生產(chǎn)中的一些化學(xué)現(xiàn)象,如:①利用水解原理制備某些膠體,如實(shí)驗(yàn)室制備Fe(OH)3膠體:Fe3++3H2O? Fe(OH)3(膠體)+3H+。②泡沫滅火器的工作原理:Al3++3HC?? Al(OH)3↓+3CO2↑。③明礬作凈水劑:Al3++3H2O? Al(OH)3(膠體)+3H+。
考點(diǎn)2　沉淀溶解平衡1.溶解平衡溶質(zhì)溶解的過程是一個(gè)可逆過程:固體溶質(zhì)? 溶液中的離子?溶解平衡的特點(diǎn):逆、等、動(dòng)、定、變(適用平衡移動(dòng)原理)。2.溶度積(1)溶度積常數(shù)(簡稱溶度積):一定溫度下,難溶電解質(zhì)的飽和溶液中,各組分離子濃度 冪的乘積為常數(shù),用Ksp表示。對于沉淀溶解平衡AmBn(s)? mAn+(aq)+nBm-(aq),Ksp=[c(An+)]m·[c(Bm-)]n。
注意????Ksp的大小只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān),與沉淀的量和溶液中離子的濃度 無關(guān)。
(2)某溫度下,難溶電解質(zhì)溶液在任意時(shí)刻下有關(guān)離子濃度冪的乘積為Q(離子積)。比 較Ksp與Q的相對大小,可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。當(dāng)QKsp時(shí),溶液過飽和,有沉淀析出。
(1)沉淀的生成:在溶液中,當(dāng)Q>Ksp時(shí),就會(huì)生成沉淀。利用生成沉淀可除去溶液中的雜 質(zhì)離子,常用方法有:①加沉淀劑法,如用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;②調(diào)節(jié)pH法,如除去CuCl2溶液中 的FeCl3,可加入CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3等物質(zhì)消耗H+,使平衡Fe3++3H2O?Fe(OH)3+3H+正向移動(dòng),生成Fe(OH)3沉淀。注意?、俨豢赡苁挂サ碾x子全部通過沉淀除去。一般認(rèn)為殘留在溶液中的離子 濃度≤1×10-5 ml·L-1時(shí),沉淀完全。②判斷兩種溶液混合時(shí)是否有沉淀生成,要注意混 合后溶液體積改變引起的濃度變化,利用混合后的離子濃度計(jì)算出Q,再與Ksp進(jìn)行比較。
3.沉淀溶解平衡的應(yīng)用
(2)沉淀的溶解:當(dāng)QKsp(BaCO3),BaSO4就可以緩慢轉(zhuǎn)化為BaCO3。
(4)Ksp的應(yīng)用①根據(jù)沉淀的先后次序,比較Ksp的大小。如向濃度均為0.1 ml·L-1(同濃度)的NaCl和 NaI(同類型)混合溶液中滴加少量AgNO3溶液(少量沉淀劑),先出現(xiàn)黃色沉淀(先生成的 沉淀的Ksp更小),則Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。②根據(jù)Ksp判斷沉淀某離子的pH范圍。如已知:Ksp[Al(OH)3]=1×10-33,Ksp[Fe(OH)3]=3×10-39,pH=7.1時(shí)Mn(OH)2開始沉淀。室溫下,除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+又不使Mn2+沉淀出來,由Ksp[Al(OH)3]>Ksp[Fe(OH)3]可知,Al3+沉淀完全時(shí)Fe3+早已沉淀完全,當(dāng)Al3+恰好完全沉淀時(shí),c(Al3+)=10-5 ml·L-1,Ksp[Al(OH)3]=c(Al3+)·c3(OH-)=1×10-33,此時(shí)c(OH-)≈10-9.3 ml·L-1,c(H+)=KW/c(OH-)=10-4.7 ml·L-1,即pH=4.7,故需調(diào)節(jié)溶液pH范圍為4.7≤pHc(Cl-)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+)。(　????)(4)NaHSO3溶液中:c(Na+)>c(HS?)>c(H2SO3)>c(S?)。?(　????)(5)KHS溶液中離子濃度關(guān)系:c(H+)+c(H2S)=c(OH-)+c(S2-)。?(　????)(6)0.1 ml·L-1 Na2CO3和0.1 ml·L-1 NaHCO3的混合溶液中,c(Na+)>c(HC?)>c(C?)>c(OH-)>c(H+)。?(　????)
(7)向AgCl飽和溶液中加入NaCl固體,沉淀質(zhì)量增大,但Ksp(AgCl)不變。?(　????)(8)向濃度均為0.1 ml·L-1的NaCl和NaI混合溶液中滴加少量AgNO3溶液,出現(xiàn)黃色沉 淀,說明Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)。?(　????)(9)向AgCl、AgBr飽和溶液中加入少量AgNO3,溶液中c(Br-)/c(Cl-)不變。(　????)(10)常溫下,Mg(OH)2的Ksp=5×10-13,則飽和Mg(OH)2溶液的pH=10。?(　????)(11)難溶電解質(zhì)溶解后形成的陰、陽離子濃度相等。?(　????)
2.為了配制N?的濃度與Cl-的濃度比為1∶1的溶液,可在NH4Cl溶液中加入?(　????) ①適量的HCl氣體?、谶m量的NaCl固體　③適量的氨水?、苓m量的NaOHA.①②　　B.③　　C.③④　　D.④
3.下列關(guān)于鹽類水解應(yīng)用的說法不正確的是?(　????)A.盛放Na2CO3溶液的試劑瓶用磨口玻璃塞B.實(shí)驗(yàn)室配制Na2S溶液時(shí),常滴加少量的NaOH溶液C.用小蘇打溶液與Al2(SO4)3溶液作滅火劑D.常用可溶性的鋁鹽、鐵鹽作凈水劑
4.化工生產(chǎn)中常用MnS作沉淀劑除去工業(yè)廢水中的Cu2+:Cu2+(aq)+MnS(s)? CuS(s)+Mn2+(aq)。下列說法錯(cuò)誤的是(　????)A.MnS的Ksp比CuS的Ksp大B.該反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)c(Mn2+)=c(Cu2+)C.向平衡體系中加入少量CuSO4固體后,c(Mn2+)變大D.該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=?
5.已知25 ℃下列物質(zhì)的溶度積常數(shù)如下表所示。
以下說法正確的是?(　????)A.25 ℃時(shí),飽和CuS溶液中Cu2+的濃度為? ×10-18ml·L-1B.25 ℃時(shí),CuS的溶解度大于ZnS的溶解度C.因?yàn)镠2SO4是強(qiáng)酸,故反應(yīng)CuSO4+H2S? CuS↓+H2SO4不能發(fā)生D.向物質(zhì)的量濃度相同的FeCl2、ZnCl2的混合液中加入少量Na2S,只有FeS沉淀生成
考法　溶液中微粒濃度關(guān)系判斷1.溶液中微粒濃度大小比較的原則(1)單一鹽溶液中離子濃度的比較,需要考慮弱電解質(zhì)離子的水解或電離。如在Na2CO3溶液中:C?+H2O? HC?+OH-HC?+H2O? H2CO3+OH-則c(Na+)>c(C?)>c(OH-)>c(HC?)。在NaHCO3溶液中,HC?水解程度大于電離程度,溶液呈堿性,則c(Na+)>c(HC?)>c(OH-)>c(C?);在NaHSO3溶液中,HS?水解程度小于電離程度,溶液呈酸性,則c(Na+)>c(HS?)>c(H+)>c(S?)。
(2)不同鹽溶液中同一離子濃度的比較,要看溶液中其他離子對它的影響。如相同濃度 的NH4Cl(a)、CH3COONH4(b)、NH4HSO4(c)三種溶液中 c(N?)大小關(guān)系是c>a>b。(3)混合溶液中各離子濃度的比較,要綜合分析水解因素和電離因素。如相同濃度的 NH4Cl和氨水混合溶液中,因NH3·H2O的電離程度大于N?的水解程度,故離子濃度大小關(guān)系為c(N?)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。2.電解質(zhì)溶液中的“三大守恒”(1)電荷守恒:溶液中陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)。如在 NaHCO3溶液中:c(Na+)+c(H+)=c(HC?)+2c(C?)+c(OH-)。
(2)元素守恒:電解質(zhì)溶液中,變化前后某種元素守恒。如0.1 ml·L-1 NaHCO3溶液中:c (Na+)=c(HC?)+c(C?)+c(H2CO3)=0.1 ml·L-1。(3)質(zhì)子守恒:電解質(zhì)溶液中,分子或離子得到質(zhì)子(H+)與失去質(zhì)子(H+)的物質(zhì)的量相 等。以Na2CO3溶液為例:?c(OH-)=c(H+)+c(HC?)+2c(H2CO3)。另外,質(zhì)子守恒式還可以通過電荷守恒式、元素守恒式聯(lián)立得到。
例1 (2024屆陜西漢中中學(xué)8月質(zhì)檢,14)25 ℃時(shí),向20 mL 0.1 ml·L-1 NaOH溶液中滴加0. 1 ml·L-1CH3COOH溶液,混合溶液中水電離的OH-濃度與滴加CH3COOH溶液體積(V) 的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是(　????)?A.b點(diǎn)對應(yīng)的溶液pH=7
B.d點(diǎn)對應(yīng)的V2=20C.d點(diǎn)對應(yīng)的溶液中:c(OH-)=c(H+)D.c點(diǎn)對應(yīng)的溶液中:c(CH3COO-)=c(Na+)
? 解題導(dǎo)引????分析滴定曲線要抓好五點(diǎn):①抓反應(yīng)的“起始”點(diǎn),判斷酸、堿的相對強(qiáng)弱,計(jì)算電離平衡常數(shù)、c(H+)或pH等;②抓反應(yīng)“一半”點(diǎn),判斷是幾種溶質(zhì)的等量混 合;③抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn),判斷生成的溶質(zhì)及溶液的酸堿性;④抓溶液的“中性”點(diǎn),判 斷溶液中溶質(zhì)的成分及哪種物質(zhì)過量或不足,常結(jié)合電荷守恒進(jìn)行判斷;⑤抓反應(yīng)的 “過量”點(diǎn),判斷溶液中的溶質(zhì),判斷哪種物質(zhì)過量,溶液的酸堿性。
? 解析????c點(diǎn)水的電離程度最大,則c點(diǎn)時(shí)NaOH與CH3COOH恰好反應(yīng)完全,可得b點(diǎn)溶液溶質(zhì)為NaOH、CH3COONa,溶液呈堿性,pH>7,A項(xiàng)錯(cuò)誤;二者恰好反應(yīng)時(shí)生成CH3 COONa,水的電離程度最大,故c點(diǎn)對應(yīng)的V1=20,則d點(diǎn)對應(yīng)的V2>20,B項(xiàng)錯(cuò)誤;d點(diǎn)溶質(zhì) 為CH3COONa、CH3COOH,此時(shí)水電離出的c(OH-)=1×10-7 ml·L-1,則CH3COOH的電離 程度和CH3COO-的水解程度相同,此時(shí)溶液呈中性,即c(OH-)=c(H+),C項(xiàng)正確;c點(diǎn)恰好反 應(yīng)生成CH3COONa,CH3COO-水解,溶液顯堿性,則對應(yīng)的溶液中:c(CHCOO-)②>①B.0.1 ml·L-1的Na2CO3溶液中:c(OH-)=c(H+)+c(HC?)+c(H2CO3)C.0.1 ml·L-1 CH3COOH溶液與0.05 ml·L-1 NaOH溶液等體積混合(pHc(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)D.0.1 ml·L-1 Na2CO3溶液與0.05 ml·L-1 NaHCO3溶液等體積混合:5c(Na+)=3c(C?)+3c(HC?)+3c(H2CO3)
? 解題導(dǎo)引????利用“三大守恒”細(xì)心計(jì)算,同時(shí)考慮水解、電離等影響因素。
? 解析????A項(xiàng),等濃度的溶液中,化學(xué)式中N?個(gè)數(shù)越多,溶液中c(N?)越大,則②中c(N?)最大;化學(xué)式中N?個(gè)數(shù)相同時(shí),N?水解程度越大,溶液中c(N?)越小,Al3+水解產(chǎn)生H+,抑制N?水解,則c(N?):③>①。B項(xiàng),根據(jù)質(zhì)子守恒得c(OH-)=c(H+)+c(HC?)+2c(H2CO3)。C項(xiàng),混合溶液中溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的CH3COOH、CH3COONa,混合溶 液pHc(Na+)>c(CH3COOH)>c(H+)。D項(xiàng),根據(jù)元素守恒,n(Na)∶n(C)=(0.1×2+0.05)∶(0.1+ 0.05)=5∶3;故選C。
方法技巧微粒濃度大小比較的常用方法(1)定性比較法
(2)定量比較法①守恒法　如CH3COONa、CH3COOH混合溶液中存在電荷守恒:c(CH3COO-)+c(OH-) =c(H+)+c(Na+)。若該混合溶液呈堿性,有c(OH-)>c(H+),則有c(Na+)>c(CH3COO-)。②常數(shù)法　已知常溫下,Ka=?=1.8×10-5,若某CH3COONa、CH3COOH混合溶液的pH=6,將c(H+)=10-6 ml·L-1代入Ka可得?=18,即c(CH3COO-)>c(CH3COOH)。
微專題　溶液中離子平衡圖像分析1.單一變量類圖像(1)常見圖像類型??????
(2)特征:①縱坐標(biāo)為pH、lgc(A)、c(A)、導(dǎo)電能力等;②橫坐標(biāo)為溶液體積V、c(B)、lgc(B)、等;③橫縱坐標(biāo)一一對應(yīng),曲線數(shù)目僅有1條。
2.控制變量類圖像(1)常見圖像類型
(2)特征:①縱坐標(biāo)為c(A)、lgc(A)、pH等;②橫坐標(biāo)為溶液體積V、c(B)、lgc(B)等;③橫縱坐標(biāo)一一對應(yīng),曲線數(shù)目有2條或以上。
3.復(fù)雜對數(shù)圖像將溶液中某一粒子的濃度[如c(A)]或某些粒子濃度的比值?取常用對數(shù),即lgc(A)或lg?,與溶液的pH或溶液的體積等的關(guān)系作出的圖像稱為對數(shù)圖像。
????????????
(1)對數(shù)圖像的含義①若c(A)=1 ml·L-1或?=1,則lgc(A)=0或lg?=0。②若c(A)>1 ml·L-1或?>1,則lgc(A)或lg?取正值,且c(A)或?越大,lgc(A)或lg?越大。③若c(A)

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