课件-全国-2018_2019高考化学一轮复习 第11讲 盐类水解 沉淀溶解平衡课件.ppt

第11讲盐类水解沉淀溶解平衡考点一盐类水解原理及其应用二盐类水解的影响因素及应用1.内因:盐本身的性质(1)弱碱越弱,其阳离子的水解程度就越①大,溶液酸性越②强。(2)弱酸越弱,其阴离子的水解程度就越③大,溶液碱性越④强。2.外因(1)温度:升高温度,水解平衡⑤正向移动,水解程度⑥增大。(2)浓度a.增大盐溶液的浓度,水解平衡⑦正向移动,水解程度⑧减小,但水解产生的离子浓度⑨增大;加水稀释,水解平衡⑩正向移动,水解程度 增大,但水解产生的离子浓度 减小。b.增大c(H+),促进强碱弱酸盐的水解,抑制强酸弱碱盐的水解;增大c(OH-),促进强酸弱碱盐的水解,抑制强碱弱酸盐的水解。三盐类水解的规律有弱才水解,都弱都水解,越弱越水解,谁强显谁性。1.组成盐的弱碱阳离子(Mx+)能水解,使溶液显①酸性;组成盐的弱酸阴离子(Ay-)能水解,使溶液显②碱性。2.盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,相应盐溶液碱性(或酸性)③越强。3.多元弱酸根的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多,如同浓度的C 比HC 的水解程度大,含C 溶液的碱性更强。四水解方程式的书写1.一般来说,盐类水解的程度不大,应该用可逆号“ ”表示。盐类水解一般不会产生沉淀和气体,所以一般不用符号“↓”和“↑”。如:Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+N +H2O NH3·H2O+H+2.多元弱酸盐的水解是分步进行的,用分步水解离子方程式表示。如Na2CO3的水解反应为:C +H2O HC +OH-HC +H2O H2CO3+OH-3.双水解反应方程式的书写步骤(1)先写出水解的离子及水解后的最终产物,用“ ”连接并注明“↓”或“↑”。(2)运用电荷守恒、原子守恒等将其配平。一、盐类水解原理的应用1.判断盐溶液的酸、碱性时要考虑盐的水解。2.判断盐溶液中离子种类及其浓度大小关系时要考虑盐的水解。3.判断溶液中离子能否大量共存时,有时要考虑盐的水解,如Al3+、Fe3+与HC 、C 、Al 等不能大量共存。4.盐在参加反应时,有时要考虑盐的水解,如Mg加到NH4Cl溶液中,AlCl3与Na2S溶液混合等。5.加热浓缩某些盐溶液时,要考虑水解,如浓缩FeCl3、AlCl3溶液,蒸干得氢氧化物,灼烧得金属氧化物。6.保存某些盐溶液时,要考虑盐的水解,如FeCl3溶液中加少量盐酸来抑制水解,保存Na2CO3等碱性盐溶液的试剂瓶不能用玻璃塞,保存NH4F溶液不能用玻璃瓶。7.解释生活、生产中的一些化学现象,如明矾净水、化肥施用等。8.某些胶体的制备利用水解原理,如实验室制备Fe(OH)3胶体:Fe3++3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+。9.泡沫灭火器工作原理:Al3++3HC  Al(OH)3↓+3CO2↑。10.纯碱溶液越热去污能力越强:C +H2O HC +OH-,加热使溶液中c(OH-)增大。二、酸式盐溶液酸碱性的判断酸式盐的水溶液显什么性,要看该盐的组成微粒的实际表现。1.强酸的酸式盐只电离,不水解,其溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液:NaHSO4 Na++H++S 。2.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性,取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。(1)若电离程度小于水解程度,则溶液显碱性,例如NaHCO3溶液中HC  H++C (次要)、HC +H2O H2CO3+OH-(主要),使溶液中c(OH-)>c(H+),溶液呈碱性;NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性。(2)若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性,例如NaHSO3溶液中HS  H++S (主要)、HS +H2O H2SO3+OH-(次要),使溶液中c(H+)>c(OH-),溶液显酸性;NaH2PO4溶液亦显酸性。考点二沉淀溶解平衡及其应用(2)溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度幂的乘积为Qc(离子积)。当Qc②<Ksp时,溶液不饱和,无沉淀析出;当Qc③=Ksp时,沉淀与溶解处于平衡状态;当Qc④>Ksp时,有沉淀析出,直至达到平衡。方法1离子浓度大小的比较及电解质溶液中离子之间的定量关系1.离子浓度大小比较的方法(1)考虑水解因素:如Na2CO3溶液。C +H2O HC +OH-HC +H2O H2CO3+OH-所以c(Na+)>c(C )>c(OH-)>c(HC )。(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的a.NH4Cl、b.CH3COONH4、c.NH4HSO4三种溶液中c(N )由大到小的顺序是c>a>b。(3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素,如相同浓度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3·H2O的电离>N 的水解,故离子浓度顺序为c(N )>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)。2.电解质溶液中的离子之间存