課件 鹽類水解

1、第42講 鹽類水解備考要點1.能用化學(xué)用語正確表示水溶液中的鹽類水解平衡。能從鹽類水解平衡的角度分析溶液的酸堿性等。2.能通過實驗證明水溶液中存在的鹽類水解平衡,認識影響鹽類水解的主要因素。3.結(jié)合真實情景中的應(yīng)用實例,能綜合運用離子反應(yīng)、化學(xué)平衡原理,分析和解決生產(chǎn)、生活中有關(guān)電解質(zhì)溶液的實際問題必備知識知識梳理1.鹽類的水解 考點一 鹽類水解及規(guī)律2.鹽水解離子方程式的書寫(1)一般要求。一般鹽類水解程度很小水解產(chǎn)物的量很少氣體、沉淀不標“”或“”,易分解產(chǎn)物(如NH3H2O等)不寫其分解產(chǎn)物的形式如NH4Cl的水解的離子方程式為 。(2)三種類型的鹽水解離子方程式的書寫。多元弱酸鹽水解:

2、分步進行,以第一步為主,一般只寫第一步水解方程式。如Na2CO3水解的離子方程式為 。多元弱堿鹽水解:水解離子方程式一步寫完。如FeCl3水解的離子方程式為 。陰、陽離子相互促進的水解:水解基本完全的反應(yīng),書寫時要用“=”且標“”“”等。如Na2S溶液與AlCl3溶液混合,反應(yīng)的離子方程式為 。2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)3+3H2S 微點撥 可借助鹽類水解反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)(即我們平時說的水解常數(shù))分析水解平衡移動方向。水解平衡常數(shù)只受溫度的影響,它隨溫度的升高而增大,它與電離常數(shù)Ka(或Kb)及水的離子積KW的定量關(guān)系為KaKh=KW(或KbKh=KW)。3.鹽類水解的規(guī)律

3、 鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽實例NaCl、KNO3NH4Cl、u(NO3)2CH3COONa、Na2CO3是否水解水解的離子 溶液的酸堿性溶液的pH(25 )pH7pH7pH7否 是是中性酸性堿性=自我診斷1.判斷正誤,正確的打“”,錯誤的打“”。(1)酸式鹽溶液一定呈酸性。()(2)能水解的鹽溶液一定呈酸性或堿性,不可能呈中性。()(4)向Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固體,C 水解程度減小,pH減小。()(5)常溫下,pH=11的CH3COONa溶液和pH=3的CH3COOH溶液中,水的電離程度相同。()答案 (1)(2)(3)(4)(5) 2.按要求書寫離子方程式:

4、(1)NaHS溶液呈堿性的原因。(2)實驗室制備Fe(OH)3膠體。(3)NH4Cl溶于D2O中。(4)將NaHCO3溶液與AlCl3溶液混合。(5)對于易溶于水的正鹽MnRm溶液,若pH7,其原因是。若pH7,其原因是。考向突破考向1鹽類水解規(guī)律【典例1】 (2020北京東城區(qū)一模)25 時,濃度均為0.1 molL-1的幾種溶液的pH如表:溶液CH3COONa溶液NaHCO3溶液CH3COONH4溶液pH8.888.337.00下列說法不正確的是()A.中,c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)B.由可知,CH3COO-的水解程度大于HC 的水解程度C.中,c(CH3CO

5、O-)=c(N )0.1 molL-1D.推測25 ,0.1 molL-1 NH4HCO3溶液的pHc(C )B.碳酸鈉溶液比碳酸氫鈉溶液的pH小C.碳酸鈉溶液中c(OH-)=c(H+)+c(H2CO3)+c(C )D.碳酸鈉溶液中滴加鹽酸至pH=7,所得溶液的溶質(zhì)只有NaCl答案 A 考向2電離常數(shù)與水解常數(shù)關(guān)系【典例2】 (雙選)(2020山東濱州二模)檸檬酸(用H3R表示)是一種高效除垢劑。常溫時,用一定濃度的檸檬酸溶液去除水垢,溶液中H3R、H2R-、HR2-、R3-的物質(zhì)的量百分數(shù)隨pH的變化如圖所示。下列說法正確的是()A.由a點判斷H3R的第一步電離常數(shù) (H3R)的數(shù)量級為10

6、-3B.若b點溶液中金屬陽離子只有Na+,則有c(Na+)=c(R3-)+c(HR2-)+c(H2R-)+c(H3R)C.pH=6時,c(R3-)=c(HR2-)c(H+)c(OH-)D.反應(yīng)2H2R- H3R+HR2-在該溫度下的平衡常數(shù)K=10 x-y 答案 CD 故其數(shù)量級為10-4,A錯誤;b點時,c(NaH2R)=c(Na2HR),根據(jù)物料守恒可得2c(Na+)=3c(R3-)+c(HR2-)+c(H2R-)+c(H3R),B錯誤;根據(jù)圖示,隨著pH的增大,氫離子濃度會減小,平衡向右移動,所以H3R含量會減少。pH=6時,c(R3-)=c(HR2-),溶液顯示酸性,c(H+)c(OH

7、-),鹽電離產(chǎn)生的離子濃度大于弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子濃度,即c(HR2-)c(H+),歸納總結(jié) 鹽的水解常數(shù)與電離常數(shù)關(guān)系 對點演練2(2020河南洛陽第三次統(tǒng)一考試)25 時,向NaHCO3溶液中滴入鹽酸,混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是()答案 A 深度指津 1.鹽類水解程度大小比較的規(guī)律(1)組成鹽的弱堿陽離子水解使溶液顯酸性,組成鹽的弱酸根離子水解使溶液顯堿性。(2)鹽對應(yīng)的酸(或堿)越弱,水解程度越大,溶液堿性(或酸性)越強。(3)多元弱酸的酸根離子比相應(yīng)的酸式酸根離子的水解程度大得多。如相2.弱酸酸式鹽溶液酸堿性的判斷方法弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性,取決于

8、酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對大小。必備知識知識梳理1.【必做實驗】【實驗?zāi)康摹?1)加深對鹽類水解原理的認識。(2)了解鹽類水解的廣泛應(yīng)用,體會化學(xué)的價值。【實驗用品】試管、試管夾、試管架、膠頭滴管、燒杯、藥匙、量筒、鐵架臺(帶鐵圈)、石棉網(wǎng)(或陶土網(wǎng))、酒精燈、火柴。蒸餾水、FeCl3晶體、濃鹽酸、飽和Na2CO3溶液、飽和FeCl3溶液、1 molL-1 Al2(SO4)3溶液、泥土、植物油?？键c二 影響鹽類水解的因素及其應(yīng)用【實驗步驟】 實驗操作實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論向一支試管中加入少量FeCl3晶體,然后加入5 mL蒸餾水,振蕩,觀察并記錄現(xiàn)象。再向試管中加入2 mL濃鹽酸,振蕩,觀

9、察并記錄現(xiàn)象溶液變渾濁,加入濃鹽酸后渾濁消失,顏色變淺FeCl3溶于水發(fā)生水解產(chǎn)生Fe(OH)3和HCl,加入濃鹽酸,水解平衡左移實驗操作實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論向三支試管中分別加入5 mL混有少量泥土的渾濁水,然后向其中的兩支試管中分別加入2 mL飽和FeCl3溶液、2 mL 1 molL-1 Al2(SO4)3溶液,振蕩。把三支試管放在試管架上,靜置5 min加入飽和FeCl3溶液、Al2(SO4)3溶液的試管中渾濁水變澄清飽和FeCl3溶液、Al2(SO4)3溶液發(fā)生水解反應(yīng)分別生成Fe(OH)3和Al(OH)3膠體,具有吸附作用,可以凈水實驗操作實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論向一個燒杯中加入40 mL蒸餾水

10、,加熱至水沸騰,然后向沸水中逐滴加入56滴飽和FeCl3溶液。繼續(xù)煮沸至液體呈紅褐色,停止加熱,觀察制得的Fe(OH)3膠體升高溫度促進水解,產(chǎn)生膠體實驗操作實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論向兩支試管中分別加入5 mL飽和Na2CO3溶液,然后各滴入23滴植物油,振蕩。將其中的一支試管加熱煮沸一會兒,然后再振蕩。把兩支試管中的液體倒掉,并用水沖洗試管加熱后的試管內(nèi)壁更干凈加熱促進碳酸鈉水解,溶液堿性更強【問題和討論】(1)根據(jù)實驗結(jié)果,說明實驗室中應(yīng)該如何配制FeCl3溶液。(2)寫出實驗過程中有關(guān)化學(xué)反應(yīng)的離子方程式。提示 將FeCl3晶體溶于少量的濃鹽酸,再加蒸餾水稀釋得到所需要的濃度。 (3)舉出其他鹽

11、類水解應(yīng)用的例子,并與同學(xué)討論。 提示 氯化銨溶液顯酸性、醋酸鈉溶液顯堿性、草木灰溶液顯堿性。 2.影響鹽類水解平衡的因素(1)內(nèi)因。酸或堿越弱,其對應(yīng)的弱酸陰離子或弱堿陽離子的水解能力就越強,溶液的堿性或酸性就越強。(2)外因。 因素水解平衡水解程度水解產(chǎn)生離子的濃度溫度升高右移增大增大濃度增大右移減小增大減小(即稀釋)右移增大減小外加酸、堿酸弱堿陽離子的水解程度減小堿弱酸根離子的水解程度減小鹽水解形式相同的鹽相互抑制(如NH4Cl中加FeCl3)水解形式相反的鹽相互促進如Al2(SO4)3中加NaHCO3例如:以FeCl3水解Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+為例,填寫外界條件對水解

12、平衡的影響。條件移動方向H+數(shù)pH現(xiàn)象升溫向右增多減小顏色變深通HCl向左增多減小顏色變淺加H2O向右增多增大顏色變淺加NaHCO3向右減小增大生成紅褐色沉淀,放出氣體微點撥 (1)稀溶液中,鹽的濃度越小,水解程度越大,但由于溶液體積的增大是主要的,故水解產(chǎn)生的H+或OH-的濃度是減小的,則溶液酸性(或堿性)越弱。(2)向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸,醋酸并不會與CH3COONa溶液水解產(chǎn)生的OH-反應(yīng),使平衡向水解方向移動,原因是體系中c(CH3COOH)增大是主要因素,會使CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-平衡左移。3.鹽類水解的應(yīng)用 應(yīng)用舉例判斷溶液的酸堿性FeCl3

13、溶液顯性,原因是判斷酸性強弱相同濃度的NaX、NaY、NaZ三種鹽溶液pH分別為8、9、10,則酸性:配制或貯存易水解的鹽溶液配制CuSO4溶液時,加入少量,抑制Cu2+水解;配制FeCl3溶液時,加入少量,抑制Fe3+的水解;貯存Na2CO3溶液不能用酸 HXHYHZ H2SO4 鹽酸 帶磨口玻璃塞的試劑瓶 應(yīng)用舉例膠體的制取制取Fe(OH)3膠體的離子反應(yīng)方程式:泡沫滅火器滅火原理成分為NaHCO3與Al2(SO4)3溶液,發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為作凈水劑明礬可作凈水劑,原理為應(yīng)用舉例化肥的使用銨態(tài)氮肥與草木灰不得混用除銹劑NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接時的除銹劑比較溶液中離子濃度的大小

14、如Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的順序為微點撥 配制FeSO4溶液既要加入鐵粉防止Fe2+被氧化,又要加入稀硫酸防止Fe2+的水解。答案 (1)(2)(3)(4)(5) 2.把AlCl3溶液蒸干灼燒,最后得到的主要固體是什么?為什么?(用化學(xué)方程式表示并配以必要的文字說明)。提示 最后得到的固體是Al2O3。在AlCl3溶液中存在著水解平衡:AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl,加熱時水解平衡右移,HCl的濃度增大,蒸干時HCl揮發(fā),使平衡進一步向右移動得到Al(OH)3,在灼燒時發(fā)生反應(yīng)2Al(OH)3 Al2O3+3H2O,因此最后得到的固體是Al2O3。考向突破考向1實驗探

15、究影響鹽類水解的因素【典例1】 (2020北京化學(xué),14)某同學(xué)進行如下實驗:實驗步驟實驗現(xiàn)象將NH4Cl固體加入試管中,并將濕潤的pH試紙置于試管口,試管口略向下傾斜,對試管底部進行加熱試紙顏色變化:黃色藍色(pH10)黃色紅色(pH2);試管中部有白色固體附著將飽和NH4Cl溶液滴在pH試紙上試紙顏色變化:黃色橙黃色(pH5)下列說法不正確的是()A.根據(jù)中試紙變藍,說明NH4Cl發(fā)生了分解反應(yīng)B.根據(jù)中試紙顏色變化,說明氨氣比氯化氫氣體擴散速率快C.中試紙變成紅色,是由于NH4Cl水解造成的D.根據(jù)試管中部有白色固體附著,說明不宜用加熱NH4Cl的方法制備NH3答案 C解析 實驗中對NH

16、4Cl固體試管加熱,濕潤的pH試紙黃色藍色(pH10)黃色紅色(pH2),說明加熱過程中生成了氨氣,氨氣遇水形成一水合氨,一水合氨為弱堿,使試紙變藍,同時產(chǎn)生了氯化氫氣體,氯化氫極易溶于水形成鹽酸,中和了一水合氨恢復(fù)到黃色,最后變?yōu)榧t色,并不是由于NH4Cl水解造成的。該過程可證明氯化銨受熱發(fā)生分解生成氨氣和氯化氫氣體,試紙先變藍后變紅,說明氨氣擴散的速度比氯化氫快;試管中部有白色固體附著,說明氯化銨分解產(chǎn)生的氨氣和氯化氫在擴散過程中又化合生成氯化銨,故不宜用加熱NH4Cl的方法制備NH3,綜上所述A、B、D正確,C錯誤。對點演練1已知:FeCl4(H2O)2-為黃色,溶液中可以存在可逆反應(yīng):

17、Fe3+4Cl-+2H2O FeCl4(H2O)2-,下列實驗所得結(jié)論不正確的是()加熱前溶液為淺黃色,加熱后顏色變深加熱前溶液接近無色,加熱后溶液顏色無明顯變化加入NaCl后,溶液立即變?yōu)辄S色,加熱后溶液顏色變深加熱前溶液為黃色,加熱后溶液顏色變深注:加熱為微熱,忽略體積變化。 A.實驗中,Fe2(SO4)3溶液加熱后顏色變深原因是加熱促進Fe3+水解產(chǎn)生Fe(OH)3B.實驗中,酸化對Fe3+水解的影響程度大于溫度的影響C.實驗中,加熱,可逆反應(yīng):Fe3+4Cl-+2H2O FeCl4(H2O)2-正向移動D.實驗,可證明升高溫度,顏色變深一定是因為Fe3+水解平衡正向移動答案 D解析 加

18、熱促進水解,鐵離子水解生成氫氧化鐵,則實驗中,Fe2(SO4)3溶液加熱后顏色變深原因是加熱促進Fe3+水解產(chǎn)生Fe(OH)3,故A項正確;由Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+可知,酸化后加熱溶液顏色無明顯變化,氫離子抑制水解,則實驗中酸化對Fe3+水解的影響程度大于溫度的影響,故B項正確;加入NaCl后,溶液立即變?yōu)辄S色,發(fā)生Fe3+4Cl-+2H2O FeCl4(H2O)2-,FeCl4(H2O)2-為黃色,加熱時平衡正向移動,溶液顏色變深,故C項正確;實驗中存在Fe3+4Cl-+2H2O FeCl4(H2O)2-,升高溫度平衡正向移動,溶液顏色變深,不能證明對Fe3+水解平衡的影響

19、,故D項錯誤?？枷?鹽類水解平衡移動分析【典例2】 (2020年7月浙江卷,17)下列說法不正確的是()A.2.010-7 mol L-1的鹽酸中c(H+)=2.010-7 mol L-1B.將KCl溶液從常溫加熱至80 ,溶液的pH變小但仍保持中性C.常溫下,NaCN溶液呈堿性,說明HCN是弱電解質(zhì)D.常溫下,pH為3的醋酸溶液中加入醋酸鈉固體,溶液pH增大答案 A解析 鹽酸的濃度為2.010-7 molL-1,完全電離,接近中性,溶劑水電離出的氫離子濃度的數(shù)量級與溶質(zhì)HCl電離的氫離子濃度相差不大,則計算氫離子濃度時,不能忽略水中的氫離子濃度,其數(shù)值應(yīng)大于2.010-7 molL-1,A錯

20、誤;KCl溶液為中性溶液,常溫下pH=7,加熱到80 時,水的離子積KW增大,對應(yīng)溶液的氫離子濃度隨溫度升高會增大,pH會減小,但溶液溶質(zhì)仍為KCl,則仍呈中性,B正確;NaCN溶液顯堿性,說明該溶質(zhì)為弱酸強堿鹽,即CN-對應(yīng)的酸HCN為弱電解質(zhì),C正確;醋酸在溶液中會發(fā)生電離平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,向溶液中加入醋酸鈉固體,根據(jù)同離子效應(yīng)可知,該平衡會向生成弱電解質(zhì)的方向(逆向)移動,使溶液中的氫離子濃度減小,pH增大,D正確。對點演練2(2019北京理綜,12)實驗測得0.5 molL-1 CH3COONa溶液、0.5 molL-1 CuSO4溶液以及H2O的pH隨溫度變

21、化的曲線如圖所示。下列說法正確的是()A.隨溫度升高,純水中c(H+)c(OH-)B.隨溫度升高,CH3COONa溶液的c(OH-)減小C.隨溫度升高,CuSO4溶液的pH變化是KW改變與水解平衡移動共同作用的結(jié)果D.隨水溫升高,CH3COONa溶液和CuSO4溶液的pH均降低,是因為CH3COO-、Cu2+水解平衡移動方向不同答案 C解析 隨溫度升高,KW增大,但純水中的c(H+)仍然等于c(OH-),A錯誤;隨溫度升高,CH3COONa水解平衡和水的電離平衡均會正向移動,c(OH-)增大,圖中pH略有減小,應(yīng)是水的電離平衡正向移動所致,B錯誤;隨溫度升高,CuSO4水解程度增大,c(H+)

22、增大,pH減小,而且升溫也會導(dǎo)致水的電離平衡正向移動,KW增大,C正確;D項,隨水溫升高,CH3COO-、Cu2+水解平衡均正向移動,D錯誤?？枷?鹽類水解的應(yīng)用【典例3】 (2020北京海淀區(qū)二模,節(jié)選)維持pH的穩(wěn)定對生命體的生理活動、化學(xué)電源的高效工作等具有重要意義。常溫下,在不同試劑中加入酸或堿后體系pH的變化如表所示。試劑pH初始通入0.01 mol HCl氣體加入0.01 mol NaOH固體.1 L H2O7a12.0.10 mol CH3COOH+0.10 mol CH3COONa配制成1 L的溶液4.764.674.85(1)a=(忽略通入HCl氣體前后體系的體積變化)。(2

23、)結(jié)合化學(xué)用語解釋試劑顯酸性的原因:。(3)試劑中微粒濃度關(guān)系正確的有(填序號)。a.c(CH3COOH)c(Na+)c(CH3COO-)b.2c(H+)=c(CH3COO-)-c(CH3COOH)+2c(OH-)c.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2 molL-1(1)a=(忽略通入HCl氣體前后體系的體積變化)。(2)結(jié)合化學(xué)用語解釋試劑顯酸性的原因:。(3)試劑中微粒濃度關(guān)系正確的有(填序號)。a.c(CH3COOH)c(Na+)c(CH3COO-)b.2c(H+)=c(CH3COO-)-c(CH3COOH)+2c(OH-)c.c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=

24、0.2 molL-1答案 (1)2(2)醋酸的電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+和醋酸根的水解平衡CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,相同條件下,醋酸的電離平衡的限度大于醋酸根的水解平衡限度,當CH3COOH與CH3COO-的初始濃度相等時,溶液中c(H+)c(OH-)(3)bc(4)bc(2)醋酸的電離大于醋酸鈉的水解,所以顯酸性,試劑中同時存在醋酸的電離平衡CH3COOH CH3COO-+H+和醋酸根的水解平衡CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,相同條件下,醋酸的電離平衡的限度大于醋酸根的水解平衡限度,當CH3COOH與CH3COO-的初始濃度相等時,溶液

25、中c(H+)c(OH-)。(3)0.10 mol CH3COOH+0.10 mol CH3COONa配制成1 L的溶液,因為電離大于水解,該溶液中微粒濃度關(guān)系:c(CH3COO-)c(Na+)c(CH3COOH)c(H+)c(OH-),a錯誤;由電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)和物料守恒2c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)推出2c(H+)=c(CH3COO-)-c(CH3COOH)+2c(OH-),b正確;由物料守恒可知c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.2 molL-1,c正確。(4)緩沖溶液要有結(jié)合H+和OH-生成弱電解

26、質(zhì)的離子,a.HCl-NaCl,無法緩沖氫離子,a錯誤;Na2CO3-NaHCO3,碳酸根緩沖氫離子,碳酸氫根緩沖氫氧根離子,b正確;NH3H2O-NH4Cl,一水合氨緩沖氫離子,銨根緩沖氫氧根離子,c正確;KOH-KCl,無法緩沖氫氧根離子,d錯誤。對點演練3下列有關(guān)問題與鹽的水解有關(guān)的是()NH4Cl與ZnCl2溶液可作焊接金屬時的除銹劑NaHCO3與Al2(SO4)3兩種溶液可作泡沫滅火劑草木灰與銨態(tài)氮肥不能混合使用實驗室中盛放Na2CO3溶液的試劑瓶不能用磨口玻璃塞加熱蒸干CuCl2溶液得到Cu(OH)2固體要除去FeCl3溶液中混有的Fe2+,可先通入氧化劑Cl2,再調(diào)節(jié)溶液的pHA

27、.B.C.D.答案 D 解析 NH4Cl和ZnCl2均為強酸弱堿鹽,溶液中N 與Zn2+均發(fā)生水解反應(yīng),使溶液顯酸性,可以除去金屬表面的銹;HC 與Al3+發(fā)生相互促進的水解反應(yīng),產(chǎn)生CO2,可作滅火劑;草木灰的主要成分為K2CO3,水解顯堿性,而銨態(tài)氮肥水解顯酸性,因而二者不能混合使用;Na2CO3溶液水解顯堿性,而磨口玻璃塞中的二氧化硅會與堿反應(yīng)生成Na2SiO3,將瓶塞與瓶口黏合在一起,因此實驗室盛放Na2CO3溶液的試劑瓶應(yīng)用橡膠塞;CuCl2溶液中存在水解平衡CuCl2+2H2O Cu(OH)2+2HCl,加熱時,HCl揮發(fā)使平衡不斷右移,最終得到Cu(OH)2固體;Cl2能將Fe2

28、+氧化成Fe3+,且沒有引入雜質(zhì),與鹽的水解無關(guān)。深度指津 1.從定性、定量兩個角度理解影響鹽類水解的因素(1)鹽類水解易受溫度、濃度、溶液的酸堿性等因素的影響,以氯化鐵水解為例,當改變條件如升溫、通入HCl氣體、加水、加鐵粉、加碳酸氫鈉等時,應(yīng)從平衡移動方向、pH的變化、水解程度、現(xiàn)象等方面去歸納總結(jié),加以分析掌握。(2)稀釋溶液過程中,鹽的濃度減小,水解程度增大,但由于溶液中鹽的離子濃度是減小的,故水解引起溶液的酸性(或堿性)減弱。(3)水解平衡常數(shù)(Kh)只受溫度的影響,它與電離平衡常數(shù)(K)、水的離子積(KW)的定量關(guān)系為KKh=KW。2.鹽溶液蒸干時所得產(chǎn)物的判斷(1)水解生成難揮發(fā)

29、性酸或強堿的鹽溶液,蒸干后一般得原物質(zhì),如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)、Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。(2)鹽水解生成易揮發(fā)性酸時,蒸干、灼燒后一般得到對應(yīng)的氧化物,如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3,灼燒得Al2O3。(3)考慮鹽受熱時是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解,因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2CaCO3(CaO);NaHCO3Na2CO3;KMnO4K2MnO4和MnO2;NH4ClNH3+HCl。為了防止分解,往往采用加熱濃縮、冷卻結(jié)晶的方法從溶液中析出溶質(zhì)。(4)還原性鹽溶液在蒸干過程中會被O2氧

30、化。如Na2SO3溶液蒸干得Na2SO4。(5)弱酸的銨鹽溶液蒸干、灼燒后無固體剩余。如NH4HCO3、(NH4)2CO3等。網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建1.水解的特點:(1)可逆反應(yīng);(2)吸熱反應(yīng)(中和反應(yīng)的逆反應(yīng));(3)水解程度一般很微弱。2.水解的規(guī)律:有弱才水解,越弱越水解,誰強顯誰性,同強顯中性。3.影響鹽類水解的外部因素:溫度,濃度,外加酸、堿。核心速記電解質(zhì)溶液相關(guān)圖像的解讀素養(yǎng)解讀常以酸堿中和反應(yīng)和電離平衡、沉淀溶解平衡建立過程中離子濃度變化曲線、pH變化曲線等為設(shè)計背景,主要命題點有了解電解質(zhì)電離方程式的書寫、水電離程度的比較、離子濃度的關(guān)系、離子濃度大小的比較、電離常數(shù)的計算、pH的計算和

31、溶度積的計算等,側(cè)重考查考生分析問題的能力。學(xué)科素養(yǎng)提升案例探究電解質(zhì)溶液知識的綜合應(yīng)用是高考必考的熱點之一,以圖像問題分析考查電解質(zhì)溶液的題目頻頻出現(xiàn)。考查知識主要涉及:電離平衡和水解平衡、酸堿混合液pH的變化,溶液中微粒濃度的大小比較、溶液的導(dǎo)電性變化、水的離子積、水的電離程度變化等。側(cè)重考查考生數(shù)形結(jié)合、提煉關(guān)鍵信息等綜合分析能力、數(shù)據(jù)處理與計算能力、知識的遷移應(yīng)用能力?？疾轭愋陀幸韵?種:反應(yīng)過程中離子的濃度隨某物質(zhì)的增加而變化的圖像。反應(yīng)過程中產(chǎn)生沉淀的質(zhì)量或物質(zhì)的量隨某物質(zhì)的增加而變化的圖像。反應(yīng)過程中產(chǎn)生氣體的質(zhì)量或物質(zhì)的量隨某物質(zhì)的增加而變化的圖像?！镜淅?】 常溫下,將NaO

32、H溶液分別滴加到兩種一元弱酸HA和HB的溶液中,兩種混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述正確的是()A.Ka(HA)的數(shù)量級為10-5B.當NaOH溶液與HB混合至中性時:c(B-)c(HB)C.等濃度的NaA、NaB溶液中,水的電離程度:NaAc(A-)c(B-)c(OH-)c(H+)解析 Ka(HA)= ,當c(A-)=c(HA)時,Ka(HA)=c(H+),則Ka(HA)在10-3.010-3.5之間,Ka(HA)的數(shù)量級為10-4,A項錯誤;根據(jù)圖像可知,當溶液中c(B-)=c(HB)時溶液呈酸性,要使溶液呈中性,則溶液中應(yīng)是c(B-)c(HB),B項錯誤;根據(jù)圖像可知

33、,當溶液中酸分子的濃度等于酸電離產(chǎn)生的陰離子濃度時,溶液的pH大小關(guān)系為HAHB,說明HA電離程度大,即HA的酸性強,根據(jù)鹽的水解規(guī)律可知,等濃度的NaA、NaB溶液中,水的電離程度為NaAc(A-),HB是弱酸,存在電離平衡,且等濃度的鹽電離產(chǎn)生的離子濃度大于弱酸電離產(chǎn)生的離子濃度,故c(A-)c(B-);由于溶液中c(B-)=c(HB)時,溶液呈酸性,又根據(jù)選項C分析可知酸性:HAHB,可見等濃度的HB和NaA的混合溶液顯酸性,c(H+)c(OH-),故該溶液中離子濃度大小關(guān)系為c(Na+)c(A-)c(B-)c(H+)c(OH-),D項錯誤。答案 C 【典例2】 室溫下,用0.1 mol

34、L-1的NaOH溶液分別滴定20 mL 0.1 molL-1的HA和HB溶液,溶液pH隨加入NaOH溶液的體積變化曲線如圖所示,下列判斷錯誤的是()A.水的電離度:c點溶液純水b點溶液B.電離常數(shù):Ka(HA)c(Na+)c(HB)c(H+)c(OH-)解析c點為完全中和生成的鹽溶液,根據(jù)起始pH可知,兩種酸均為弱酸,且HA的酸性更弱,故c點為強堿弱酸鹽溶液,水解促進水的電離,b點不完全中和,酸過量,酸的電離抑制水的電離,水的電離程度減小,故水的電離度:c點溶液純水b點溶液,選項A正確;由圖中曲線可知,HA的酸性更弱,則電離常數(shù):Ka(HA)c(Na+)c(HB)c(H+)c(OH-),選項D

35、正確。答案C【典例3】 25 時,用Na2S、(NH4)2S等沉淀Cu2+、Zn2+兩種金屬離子(M2+),所需S2-最低濃度的對數(shù)值lgc(S2-)與lgc(M2+)關(guān)系如下圖所示。下列說法不正確的是()A.Na2S溶液中:c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=2c(Na+)B.25 時,Ksp(CuS)約為110-35C.向100 mL濃度均為110-5 molL-1 Zn2+、Cu2+的混合溶液中逐滴加入110-4 molL-1的Na2S溶液,Cu2+先沉淀D.(NH4)2S溶液中:c(N )+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-)解析硫化鈉溶液中的物料守恒為2c(S

36、2-)+2c(HS-)+2c(H2S)=c(Na+),A項錯誤;在25 時CuS飽和溶液中存在沉淀溶解平衡CuS(s) Cu2+(aq)+S2-(aq),Ksp(CuS)=c(Cu2+)c(S2-)=10-2510-10=10-35,B項正確;依據(jù)圖像可知,CuS的Ksp較小,對于化合物構(gòu)型相同的物質(zhì)來說,Ksp越小,形成沉淀需要的離子濃度越小,故CuS更難溶,首先出現(xiàn)的沉淀是CuS,即Cu2+先沉淀,C項正確;對于(NH4)2S溶液,根據(jù)電荷守恒可得c(N )+c(H+)=c(OH-)+2c(S2-)+c(HS-),D項正確。答案A【典例4】 H3AsO4水溶液中含砷的各微粒的分布分數(shù)(平衡

37、時某微粒的濃度占各微粒濃度之和的分數(shù))與pH的關(guān)系如下圖所示(已知pKa=-lgKa),下列說法正確的是()A.H3AsO4溶液pKa2為4.5B.NaH2AsO4溶液顯堿性C.常溫下,m點對應(yīng)溶液中由水電離出的OH-濃度為10-11.5 molL-1D.n點對應(yīng)溶液中,離子濃度關(guān)系為c(HAs )=c(H2As )c(OH-)=c(H+)答案 D 方法規(guī)律一、一強一弱溶液稀釋的圖像1.相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸加水稀釋相同的倍數(shù),醋酸的pH大加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多2.相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸 加水稀釋相同的倍數(shù),鹽酸的pH大加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多3.pH

38、與稀釋倍數(shù)的線性關(guān)系 (1)HY為強酸、HX為弱酸(2)a、b兩點的溶液中:c(X-)=c(Y-)(3)水的電離程度:dca=b(1)MOH為強堿、ROH為弱堿(2)c(ROH)c(MOH)(3)水的電離程度:ab二、KW和Ksp曲線1.曲線型不同溫度下水溶液中c(H+)與c(OH-)的變化曲線常溫下,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線Ksp=910-6(1)A、C、B三點均為中性,溫度依次升高,KW依次增大(2)D點為酸性溶液,E點為堿性溶液,T2溫度時KW=110-14(3)AB直線的左上方均為堿性溶液,任意一點均有c(H+)Ksp,將會有沉淀生成(3)d點在曲線的下方,QcCaCO3Mn

39、CO3;X點對于CaSO4來說要析出沉淀,對于CaCO3來說是不飽和溶液,能繼續(xù)溶解CaCO3;Y點:c(S )c(Ca2+),二者濃度的乘積等于10-5;Z點:c(C )7,強酸與弱堿反應(yīng)終點是pH7素養(yǎng)提升1.四甲基氫氧化銨(CH3)4NOH是強堿,常溫下甲胺(CH3NH2H2O)的電離常數(shù)為Kb,且pKb=-lgKb=3.38。常溫下,向體積均為20 mL、濃度均為0.1 molL-1的四甲基氫氧化銨溶液和甲胺溶液中分別滴加濃度為0.1 molL-1的鹽酸,溶液的導(dǎo)電率與鹽酸體積的關(guān)系如圖所示。A.曲線1代表四甲基氫氧化銨溶液B.在b、c、e三點中,水的電離程度最大的點是eC.b點溶液中存在c(H+)=c(OH-)+c(CH3NH2H2O)D.常溫下,CH3NH3Cl水解常數(shù)的數(shù)量級為10-11答案 D 解析 四甲基氫氧化銨(CH3)4NOH是強堿,甲胺(CH3N