鹽類水解和難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡備課資料

1、專題復(fù)習(xí)自助課題：鹽類水解主備人：1、鹽類水解定義中和水解在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。 酸 + 堿 鹽 + 水2、鹽類水解的本質(zhì)弱酸的陰離子和弱堿的陽離子和水電離出的H+或OH-離子結(jié)合生成弱電解質(zhì)，促進(jìn)了水的電離（1）只有弱酸的陰離子或弱堿的陽離子才能與H+ 或 OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)。（2）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動(dòng)，促進(jìn)了水的電離，并使溶液呈酸性或堿性。即在常溫下，可水解鹽溶液中由水電離出的c(OH_)_10-7mol/L。（填、）（3）鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。3、鹽類水解的規(guī)律簡述為：有弱才水解，無弱

2、不水解 越弱越水解，都弱都水解 誰強(qiáng)顯誰性，都強(qiáng)顯中性 具體為： （1）正鹽溶液強(qiáng)酸弱堿鹽呈酸性 強(qiáng)堿弱酸鹽呈堿性 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽呈中性 弱酸堿鹽不一定如 NH4CN CH3COONH4 NH4F 堿性 中性 酸性取決于弱酸弱堿 相對(duì)強(qiáng)弱 （2）酸式鹽溶液若只有電離而無水解，則呈酸性（如NaHSO4）若既有電離又有水解，取決于兩者相對(duì)大小 電離程度水解程度，呈酸性 電離程度水解程度，呈堿性常見酸式鹽溶液的酸堿性堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4特別提醒：鹽類水解方程式的書寫   （1）單水解一般是微弱的，所

3、以寫離子方程式用""號(hào)，不能用""號(hào)；水解產(chǎn)物一般不加""和""，如AlCl3，NH4Cl水解不生成沉淀和氣體。   （2）大多數(shù)雙水解可以進(jìn)行到底，所以寫""號(hào)和""""如2Al3+3CO32-+3H2O2Al（OH）3 +3CO2 （3）多元弱酸根水解要分步寫，如K2CO3的水解：第一步：CO32-+H2OHCO3-+OH-（主要） 第二步：HCO3-+H2OH2CO3+OH-（次要）  （4）多元弱堿陽離子的水

4、解要一步寫，如：FeCl3的水解： Fe3+3H2OFe（OH）3+3H+4、影響水解的因素內(nèi)因：鹽類本身的性質(zhì)。組成鹽的酸或堿越弱，鹽的水解程度越大，其鹽溶液的酸性或堿性就越強(qiáng)。外因：(1)溫度：由于鹽的水解作用是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以鹽的水解是吸熱反應(yīng)，溫度升高，水解程度增大。(2)濃度：溶液濃度越小，鹽的水解程度增大。(3)溶液的酸堿性：外加酸堿能促進(jìn)或抑制鹽的水解。例如水解顯酸性的鹽溶液，若加入堿，就會(huì)中和溶液中的H+,使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)而促進(jìn)水解，若加酸則抑制水解。5、溶液中離子濃度比較（1）理清一條思路，掌握分析方法首先必須形成正確的解題思路電解質(zhì)溶液要養(yǎng)成認(rèn)真、細(xì)致、嚴(yán)謹(jǐn)?shù)慕?/p>

5、題習(xí)慣，在形成正確解題思路的基礎(chǔ)上學(xué)會(huì)常規(guī)分析方法，例如：關(guān)鍵性離子定位法、守恒判斷法、淘汰法、整體思維法等。(2)熟悉二大理論，構(gòu)建思維基點(diǎn)電離（即電離理論）a、弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時(shí)還要考慮水的電離，如氨水溶液中：C（NH3·H2O）C（OH）C（NH4）b、多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一級(jí)電離。如在H2S溶液中：C（H2S）C（H）C（HS）C（S2）水解（即水解理論）a、弱離子的水解損失是微量的（雙水解除外），但由于水的電離，故水解后酸性溶液中C（H）或堿性溶液中C(OH-)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：C（

6、Cl）C（NH4）C（H）C（NH3·H2O）b、多元弱酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其主要是第一步水解。如在Na2CO3溶液中： C（CO32）C（HCO3）C（H2CO3）（3）把握三種守恒，明確等量關(guān)系以0.1mol/NaHCO3溶液為例，溶液中的大量離子：Na+、HCO3微量離子：OH、CO32、H；大量分子：H2O；微量分子：H2CO3。電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。C（Na+）+C(H+)=C(HCO3)+2C(CO32)+C(OH-)。物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會(huì)發(fā)生變化，變成其他離子或分子等，但離子或

7、分子中某特定元素的原子總數(shù)是不會(huì)改變的。如NaHCO3溶液中n(Na+):n（C）=1:1，推出：C（Na+）=C(HCO3-)+C(CO32-)+C(H2CO3)。質(zhì)子守恒：可通過電荷守恒和物料守恒推導(dǎo)C（OH）C（H）C（HCO3）2C（H2CO3）6、鹽類水解的應(yīng)用（1）判斷鹽溶液的酸堿性和比較鹽溶液的酸堿性如：相同條件，相同物質(zhì)的量濃度的下列八種溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4等溶液，pH值由大到小的順序?yàn)椋?NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COON

8、a >Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4 正鹽KX、KY、KZ的溶液物質(zhì)的量濃度相同，其pH值分別為7、8、9，則HX、HY、HZ的酸性強(qiáng)弱的順序是 。(HX> HY > HZ)（2）某些離子間因發(fā)生雙水解而在溶液中不大量共存，如Al3+與S2、HS、CO32、HCO3、AlO2，SiO32、ClO、C6H5O等不共存Fe3與CO32、HCO3、AlO2、ClO等不共存NH4+與ClO、SiO32、AlO2等不共存想一想：Al2S3為何只能用干法制取？（2Al+2S Al2S3）小結(jié)：能發(fā)生雙水解反應(yīng)，首先是因?yàn)殛?、陽離子本身單一水解程度相對(duì)較大，其次

9、水解一方產(chǎn)生較多，H+，另一方產(chǎn)生較多OH，兩者相互促進(jìn)，使水解進(jìn)行到底。泡沫滅火器內(nèi)反應(yīng)原理：NaHCO3和Al2(SO4)3混合可發(fā)生雙水解反應(yīng) 2HCO3+Al3+=Al(OH3)+3CO2 生成的CO2將膠狀A(yù)l(OH)3吹出可形成泡沫（3）某些鹽溶液的配制、保存 如：在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2等溶液時(shí)為防止水解，常先將鹽溶于少量相應(yīng)的酸中，再加蒸餾水稀釋到所需濃度.如：Na2CO3、Na2SiO3等水解呈堿性，不能存放在 的試劑瓶中；NH4F不能存放在玻璃瓶中，應(yīng)NH4F水解應(yīng)會(huì)產(chǎn)生HF，腐蝕玻璃 。（4）判斷加熱濃縮至鹽干溶液能否得到同溶質(zhì)固體。例1AlCl3+3H2

10、O Al(OH)3+HCl H0（吸熱）升溫，平衡右移 升溫，促成HCl揮發(fā)，使水解完全加熱至干AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl 灼燒 Al2O3 例2Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 H0（吸熱）升溫，平衡右移 H2SO4難揮發(fā)，隨C(H2SO4)增大，將抑制水解綜合結(jié)果，最后得到Al2(SO4)3從例1例2可小結(jié)出，加熱濃縮或蒸干鹽溶液，是否得到同溶質(zhì)固體，由對(duì)應(yīng)酸的揮發(fā)性而定.結(jié)論：弱堿易揮發(fā)性酸鹽 氫氧化物固體（除銨鹽） 弱堿難揮發(fā)性酸鹽同溶質(zhì)固體（5）制備膠體或解釋某些鹽有凈水作用 FeCl3、Kal2(SO4)2·12H2O等可作

11、凈水劑. 原因：Fe3+、Al3+水解產(chǎn)生少量膠狀的Fe(OH)3、Al(OH)3，結(jié)構(gòu)疏松、表面積大、吸附能力強(qiáng)，故它們能吸附水中懸浮的小顆粒而沉降，從而起到凈水的作用.（6）熱的純堿液去油污效果好.加熱能促進(jìn)純堿Na2CO3水解，產(chǎn)生的OH較大，而油污中的油脂在堿性較強(qiáng)的條件下，水解受到促進(jìn)，故熱的比不冷的效果好.（7）在NH4Cl溶液中加入Mg粉，為何有H2放出？ NH4+H2O NH3·H2O+H+ Mg+2H+=Mg2+H2（8）除雜 例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加熱攪拌條件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，攪拌充分反應(yīng)，后過濾除去。想一想：為何不能

12、用NaOH或Na2CO3等溶液？專題復(fù)習(xí)自助課題：難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡主備人：一、 難溶電解質(zhì)的溶解平衡易溶物質(zhì)可溶物質(zhì)微溶物質(zhì)難溶物質(zhì)S10克10S1克1S0.01克S0.01克1、沉淀溶解平衡：（1）概念：在一定條件下，當(dāng)難溶電解質(zhì)的溶解速率與溶液中的有關(guān)離子重新生成沉淀的速率相等時(shí)，此時(shí)溶液中存在著溶解和沉淀間的動(dòng)態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。 溶解平衡時(shí)的溶液是飽和溶液。存在：只要有固體存在的懸濁液中都存在沉淀溶解平衡 例：NaCl（s） Na+(aq)+Cl-(aq) AgCl（s） Ag+(aq)+Cl-(aq)（2）特征：等：v溶解 = v沉淀（結(jié)晶） 動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡， v溶解 =

13、 v沉淀0定：達(dá)到平衡時(shí)，溶液中離子濃度不再改變 變：當(dāng)外界條件改變，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)（3）影響難溶電解質(zhì)溶解平衡的因素：內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì) a、絕對(duì)不溶的電解質(zhì)是沒有的b、同是難溶電解質(zhì)溶解度差別也很大外因： a、濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。 b、溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。 特例：Ca(OH)22、難溶電解質(zhì)的溶度積在水溶液中，Ag+和Cl-作用產(chǎn)生白色的AgCl沉淀，但固態(tài)的AgCl并非絕對(duì)不溶于水，它仍能微量地溶解成為Ag+和Cl-。在一定條件下，當(dāng)沉淀與溶解的速率相等時(shí)，便達(dá)到固體難溶電解質(zhì)與溶液中離子間的平衡，AgCl沉淀與溶液中的Ag+和Cl-之間的平衡表示為K

14、sp =c(Ag+）·c (Cl-) Ksp稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。溶度積定義：難溶固體在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài)時(shí)，離子濃度保持不變（或一定）。其離子濃度的冪之積為一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱之為溶度積常數(shù)，簡稱為溶度積，用Ksp表示。表達(dá)式：對(duì)于AaBb型的難溶電解質(zhì)AaBb (s) aAn+  bBm-Ksp= c(An+)a c(Bm-)b   溶度積的性質(zhì)：A、溶度積(Ksp )的大小與難溶電解質(zhì)性質(zhì)和溫度有關(guān)，與沉淀的量無關(guān)。離子濃度的改變可使平衡發(fā)生移動(dòng),而不能改變?nèi)芏确e。B、Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解度（S）： 相同類型(

15、如AB型)的難溶電解質(zhì)的Ksp越小，溶解度越小，越難溶。如：Ksp (AgCl) > Ksp (AgBr) > Ksp (AgI) 溶解度：AgCl > AgBr > AgI類型不相同， 不可用Ksp 衡量S的大小，需計(jì)算S溶度積規(guī)則A、離子積（Qc） Qc = c(An+)a c(Bm-)b  表達(dá)式中離子濃度是任意的，為某瞬間溶液中的實(shí)際濃度，所以其數(shù)值不定。B、溶度積規(guī)則 a、若Qc Ksp時(shí)：飽和溶液，難溶電解質(zhì)處于溶解平衡狀態(tài)。 b、若Qc > Ksp時(shí)： 過飽和溶液，生成沉淀。 c、若Q c <Ksp 時(shí)：溶液不飽和，若體系中

16、有沉淀，則沉淀會(huì)溶解直至達(dá)到平衡二、沉淀溶解平衡的應(yīng)用1、 沉淀的生成 加入沉淀劑，應(yīng)用同離子效應(yīng)，控制溶液的pH， 使 Qc > Ksp ，有沉淀生成。（1）應(yīng)用：生成難溶電解質(zhì)的沉淀，是工業(yè)生產(chǎn)、環(huán)保工程和科學(xué)研究中除雜或提純物質(zhì) 的重要方法之一。（2）方法： A、調(diào)PH值 如：除去工業(yè)原料氯化銨中混有的氯化鐵 方法：加氨水調(diào)pH值至78B、加沉淀劑 如：沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀劑2、沉淀的溶解（1）原理：設(shè)法不斷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)（2）方法A、利用氧化還原方法降低某一離子的濃度。 B、生成弱電解質(zhì)。C、生成絡(luò)合物，例：銀銨溶液的配制3、沉淀的轉(zhuǎn)化：沉淀可以從溶解度小的向溶解度更小的方向轉(zhuǎn)化，兩者差別越大，轉(zhuǎn)化越容易。小結(jié)：沉淀的溶解的方法：常用的方法是：在難溶電解質(zhì)飽和溶液中加入適當(dāng)試劑使之與組成沉淀的一種離子結(jié)合成另一類化合物，從而使之溶解。具體辦法可采用酸堿溶解法、配位溶解法、氧化還原溶解法以及沉淀轉(zhuǎn)化溶解法等。1 酸堿溶解法: 難溶酸常用強(qiáng)堿來溶解：H2SiO3(S)+2NaOH=Na2 SiO3+2H2O難溶弱酸鹽常用強(qiáng)酸或較強(qiáng)酸來溶解：CaC2O4(S)+2HCl= CaCl2+H2C2O4難溶堿常用強(qiáng)酸（也可用較弱酸）來溶解：例如，向Mg(OH)2 沉淀中，加入酸或銨鹽發(fā)生氧化還原反