高考化学 备考冲刺之易错点点睛系列 专题08 电离平衡及其盐类水解Word格式.docx
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NaOH溶液,盐酸>
醋酸。
若稀释10n倍,盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位,而氨水与醋酸溶液pH变化不到,n个单位。
(2)稀释后的pH仍然相等,则加水量的大小:
氨水NaOH溶液,醋酸>
盐酸。
4.利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。
如将醋酸加入碳酸钠溶液中,有气泡产生。
说明酸性:
CH3COOH>
H2CO3。
5.利用元素周期律进行判断,如非金属性Cl>
S>
P>
Si,则酸性HClO4>
H2SO4>
H3PO4>
H2SiO3(最高价氧化物对应水化物);
金属性:
Na>
Mg>
Al,则碱性:
NaOH>
Mg(OH)2>
Al(OH)3。
【特别提醒】证明某电解质是弱电解质时,只要说明该物质是不完全电离的,即存在电离平衡,既有离子,又有分子,就可说明为弱电解质。
难点二、水的电离
1.水的电离及离子积常数
⑴水的电离平衡:
水是极弱的电解质,能发生自电离:
H2O2+H2O2
H3O++HO2-简写为H2O
H++OH-(正反应为吸热反应)其电离平衡常数:
Ka=
⑵水的离子积常数:
Kw=[H+][OH-]
250C时Kw=1.0×
10-14mol2·
L-2,水的离子积与温度有关,温度升高Kw增大。
如1000C时Kw=1.0×
10-12mol2·
L-2.
⑶无论是纯水还是酸、碱,盐等电解质的稀溶液,水的离子积为该温度下的Kw。
2.影响水的电离平衡的因素
⑴酸和碱:
酸或碱的加入都会电离出H+或OH-,均使水的电离逆向移动,从而抑制水的电离。
⑵温度:
由于水的电离吸热,若升高温度,将促进水的电离,[H+]与[OH-]同时同等程度的增加,pH变小,但[H+]与[OH-]始终相等,故仍呈中性。
⑶能水解的盐:
不管水解后溶液呈什么性,均促进水的电离,使水的电离程度增大。
⑷其它因素:
如向水中加入活泼金属,由于活泼金属与水电离出来的H+直接作用,使[H+]减少,因而促进了水的电离平衡正向移动。
3.溶液的酸碱性和pH的关系
⑴pH的计算:
pH=-lg[H+]
⑵酸碱性和pH的关系:
在室温下,中性溶液:
[H+]=[OH-]=1.0×
10-7mol·
L-1,pH=7
酸性溶液:
[H+]>[OH-],[H+]>1.0×
L-1,pH<7
碱性溶液:
[H+]<[OH-],[H+]<1.0×
L-1,pH>7
⑶pH的测定方法:
①酸碱指示剂:
粗略地测溶液pH范围
②pH试纸:
精略地测定溶液酸碱性强弱
③pH计:
精确地测定溶液酸碱性强弱
4.酸混合、碱混合、酸碱混合的溶液pH计算:
①酸混合:
直接算[H+],再求pH。
②碱混合:
先算[OH-]后转化为[H+],再
求pH。
③酸碱混合:
要先看谁过量,若酸过量,求[H+],再求pH;
若碱过量,先求[OH-],再转化为[H+],最后求pH。
[H+]混=
[OH-]混=
难点三、盐类水解
盐类水解的规律
有弱才水解,无弱不水解;
越弱越水解,都弱都水解;
谁强显谁性;
同强显中性。
由此可见,盐类水解的前提条件是有弱碱的阳离子或弱酸的酸根离子,其水溶液的酸碱性由盐的类型决定,利用盐溶液的酸碱性可判断酸或碱的强弱。
(1)
盐的类型
是否水解
溶液的pH
强酸弱碱盐
水解
pH<7
强碱弱酸盐
pH>7
强酸强碱盐
不水解
pH=7
(2)组成盐的弱碱阳离子(M+)能水解显酸性,组成盐的弱酸阴离子(A-)能水解显碱性。
M++H2O
MOH+H+ 显酸性
A-+H2O
HA+OH- 显碱性
(3)盐对应的酸(或碱)越弱,水解程度越大,溶液碱性(或酸性)越强。
盐类水解离子方程式的书写
1.注意事项
(1)一般要写可逆“
”,只有彻底水解才用“===”。
(2)难溶化合物不写沉淀符号“↓”。
(3)气体物质不写气体符号“↑”。
2.书写方法
(1)弱酸强碱盐
①一元弱酸强碱盐水解
弱酸根阴离子参与水解,生成弱酸。
例如:
CH3COONa+H2O
CH3COOH+NaOH
离子方程式:
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
②多元弱酸根阴离子分步水解
由于多元弱酸的电离是分多步进行的,所以多元弱酸的酸根离子的水解也是分多步进行的,阴离子带几个电荷就要水解几步。
第一步水解最易,第二步较难,第三步水解更难。
Na2CO3
+H2O
NaHCO3+NaOH
NaHCO3+H2O
H2CO3+NaOH
CO
HCO
+OH-
H2CO3+OH-
③多元弱酸的酸式强碱盐水解
(2)强酸弱碱盐
①一元弱碱
弱碱阳离子参与水解,生成弱碱。
②多元弱碱阳离子分步水解,但写水解离子方程式时一步完成。
AlCl3+3H2O
Al(OH)3+3HCl
Al3++3H2O
Al(OH)3+3H+
(3)某些盐溶液在混合时,一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子,在一起都发生水解,相互促进对方的水解,水解趋于完全。
可用“===”连接反应物和生成物,水解生成的难溶物或挥发性物质可加“↓”、“↑”等。
将Al2(SO4)3溶液和NaHCO3溶液混合,立即产生白色沉淀和大量气体,离子方程式为:
Al3++3HCO
===Al(OH)3↓+3CO2↑
能够发生双水解反应的离子之间不能大量共存。
常见的离子间发生双水解的有:
Fe3+与CO
、HCO
等,Al3+与AlO
、CO
、S2-、HS-等。
影响盐类水解的因素
1.内因:
盐本身的性质,组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱),水解程度就越大。
2.外因:
受温度、浓度及外加酸碱等因素的影响。
(1)温度:
盐的水解是吸热反应,因此升高温度水解程度增大。
(2)浓度:
盐的浓度越小,水解程度越大。
(3)外加酸、碱或盐:
外加酸、碱或盐能促进或抑制盐的水解。
归纳总结:
上述有关因素对水解平衡的影响结果,可以具体总结成下表(以CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-为例):
改变
条件
c(CH3COO-)
c(CH3COOH)
c(OH-)
c(H+)
pH
水解程度
加水
减小
增大
加热
加NaOH(s)
加HCl(g)
加CH3COONa(s)
加NH4Cl(s)
盐类水解的应用
2.用热碱去污
如用热的Na2CO3溶液去污能力较强,盐类的水解是吸热反应,升高温度,有利于Na2CO3水解,使其溶液显碱性。
3.配制易水解的
盐溶液时,需考虑抑制盐的水解。
(1)配制强酸弱碱盐溶液时,需滴几滴相应的强酸,可使水解平衡向左移动,抑制弱碱阳离子的水解,如配制FeCl3、SnCl2溶液时常将它们溶于较浓的盐酸中,然后再用水稀释到相应的浓度,以抑制它们的水解,配制Fe2(SO4)3溶液时,滴几滴稀硫酸。
(2)配制强碱弱酸盐溶液时,需滴几滴相应的强碱,可使水解平衡向左移动,抑制弱酸根离子的水解,如配制Na2CO3、NaHS溶液时滴几滴NaOH溶液。
4.物质制取如制取Al2S3,不能用湿法,若用Na2S溶液和AlCl3溶液,两种盐溶液在发生的水解反应中互相促进,得不到Al2S3。
制取时要采用加热铝粉和硫粉的混合物:
2Al+3S
Al2S3。
5.某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解,如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO
水解使溶液呈碱性,OH-与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐,使试剂瓶颈与瓶塞黏结,因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存,必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。
6.若一种盐的酸根和另一种盐的阳离子能发生水解相互促进反应,这两种盐相遇时,要考虑它们水解时的
相互促进,如泡沫灭火器的原理:
将硫酸铝溶液和碳酸氢钠溶液混合,Al2(SO4)3+6NaHCO3===3Na2SO4+2Al(OH)3↓+6CO2↑,产生大量CO2来灭火。
7.用盐(铁盐、铝盐)作净水剂时需考虑盐类水解。
例如,明矾KAl(SO4)2·
12H2O净水原理:
Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+,Al(OH)3胶体表面积大,吸附能力强,能吸附水中悬浮的杂质生成沉淀而起到净水作用。
8.Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中,产生H2。
将镁条投入NH4Cl溶液中,有H2、NH3产生,有关离子方程式为:
NH
+H2ONH3·
H2O+H+,Mg+2H+===Mg2++H2↑。
9.如果溶液浓度较低,可以利用水解反应来获得纳米材料(氢氧化物可变为氧化物)。
如果水解程度很大,还可用于无机化合物的制备,如制TiO2:
TiCl4+(x+2)H2O(过量)
TiO2·
xH2O+4HCl
xH2O焙烧,TiO2+xH2O
离子浓度大小比较规律
1.大小比较方法
(1)考虑水解因素:
如Na2CO3溶液中
+OH- HCO
H2CO3+OH-,所以c(Na+)>c(CO
)>c(OH-)>c(HCO
)
(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其的影响程度。
如在相同的物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4③NH4HSO4溶液中,
c(NH
由大到小的顺序是③>
①>
②。
(3)多元弱酸、多元弱酸盐溶液
如:
H2S溶液:
c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)
Na2CO3溶液:
c(Na+)>c(CO
)>c(H+)。
(4)混合溶液
混合溶液中离子浓度的比较,要注意能
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