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2020届二轮复习盐类水解溶解平衡学案(全国通用)

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2020-10-20 更新 5莲券

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简介:盐类水解 溶解平衡
[考纲要求]
1、了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
2、了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。
3、了解难溶电解质的溶解平衡。
【知识梳理】
一、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)
1、盐类水解规律:
①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解;谁强显谁性,两弱相促进,两强不水解。
②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,溶液碱性更强。 (如:Na2CO3 >NaHCO3)
③弱酸酸性强弱比较:
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减,无氧酸的酸性递增(利用特殊值进行记忆。如酸性:HF<HCl;HNO3>H3PO4)
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小,酸性越强(如HCOOH>CH3COOH)
C、一些常见的酸的酸性:HClO、HCN、苯酚为极弱酸;醋酸>碳酸;磷酸和H2SO3为中强酸;HClO4为最强含氧酸等。
2、盐类水解的特点:(1)可逆 (2)程度小 (3)吸热
3、影响盐类水解的外界因素:
①温度:温度越高水解程度越大 (水解吸热)
②浓度:浓度越小,水解程度越大(越稀越水解)
③酸碱:促进或抑制盐的水解(H+ 促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)
4、酸式盐溶液的酸碱性:
①只电离不水解:如HSO4-
②电离程度>水解程度,显酸性 (如: HSO3- 、H2PO4-)
③水解程度>电离程度,显碱性 (如:HCO3- 、HS- 、HPO42-)。
5、双水解反应:
(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应(即弱酸弱碱盐)。双水解反应相互促进,水解程度较大,有些甚至水解完全。其促进过程以CH3COONH4为例解释如下:
CH3COONH4 == NH4+ + CH3COO-
NH4+ + H2ONH3·H2O + H+ CH3COO-+ H2OCH3COOH + OH-
两个水解反应生成的H+和OH-反应生成水而使水解反应的生成物浓度均减少,平衡均右移。
(2)常见的双水解反应完全的有:Fe3+与AlO2-、ClO-、CO32-(HCO3-);Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、;其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写 “==”并标“↑ ↓”,其离子方程式配平依据是电荷守衡,如:2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
6、盐类水解的应用:
①某些化肥(如草木灰和铵态氮肥)不能混合施用
②泡沫灭火剂(用硫酸铝和小苏打为原料,双水解)
③明矾净水(Al3+水解成氢氧化铝胶体,吸附水中悬浮物而聚沉)
④NH4Cl用于金属焊接(氯化铵呈酸性,能溶解铁锈)
⑤判断溶液酸碱性(强者显性)
⑥比较盐溶液离子浓度的大小
⑦判断离子共存(双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存)
⑧配制盐溶液(加对应的酸防止水解)
二、沉淀溶解平衡与溶度积
1、沉淀溶解平衡:一定温度下,固体进入溶液的速率与溶液中离子沉积的速率相等的状态。
2、溶度积:是一个常数,只与温度有关,通常用符号__________表示。对沉淀溶解平衡:MmAn(s) mMn+(aq)+nAm- (aq),Ksp= .
3、溶解平衡的应用:
(1)沉淀的溶解和生成
通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积即离子积Qc的相对大小关系,可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解:
Qc>Ksp, ;Qc=Ksp, ;Qc<Ksp, .
(2)沉淀的转化
一般来说,溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀。
沉淀转化的实质是 。
[典型例题]
[例1]将pH=3的盐酸溶液和pH=11的氨水等体积混合后,溶液中离子浓度关系正确的是:
A. c(NH4+)>c(Cl-)> c(H+)>c(OH-) B.c(NH4+)>c(Cl-) >c(OH-)>c(H+)
C. c(Cl-) >c(NH4+)>c(H+) >c(OH-) D.c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)
解析:利用“pH之和为14的酸碱等体积混合后,谁弱谁过量显谁性。”规律,判断反应后溶液为NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液且呈碱性,而溶液呈碱... 更多>>

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