高三化学第一轮复习教案基本概念和基本理论盐类水解和溶解平衡Word文档下载推荐.docx

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如Na2CO3溶液的水解可表示为：

CO32－+H2OHCO3－+OH－、

HCO3－+H2OH2CO3+OH－，不能写成：

CO32－+H2OH2CO3+OH－

7.影响盐类水解的因素（盐类的水解平衡遵循勒夏特列原理）：

内因：

盐的本性.

外因：

1、温度：

盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。

2、浓度：

盐的浓度越小，一般水解程度越大。

加水稀释盐的溶液，可以促进水解。

3、溶液的酸、碱性：

盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱

性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。

FeCl3水解离子方程式如下：

Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+请填写下表不同条件下对FeCl3水解平衡的影响：

条件

移动方向

H+数

PＨ

Fe3+水解度

现象

升温

向右

增加

增大

颜色加深（黄→红棕）

通HCl

向左

减小

颜色变浅

加水

加Fe粉

加NaHCO3

红褐色沉淀，有气泡产生

二、盐类水解的应用

1、利用水解法制取某些胶体时需考虑盐类水解。

2、配制某些盐溶液时需考虑盐类水解。

如配制含Al3+、Fe3+、Cu2+、Sn4+等的盐溶液时，为防止其阳离子水解，须先将盐加入相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。

配可溶性金属硫化物、可溶性碳酸盐、醋酸盐等溶液时，为抑制其阴离子的水解，先将盐加入相应碱中，再加蒸馏水稀释到所需浓度。

3、蒸干灼烧某些盐溶液确定其固体产物时需考虑盐类水解。

如蒸干灼烧AlCl3、Al（NO3）3溶液后，最终所得固体为Al2O3，并非为AlCl3、Al（NO3）3。

同理蒸干灼烧FeCl3溶液时，所得固体应为Fe2O3。

蒸干、灼烧盐溶液时主要有以下几种情况：

（1）不挥发性酸的盐（如Al2（SO4）3）溶液蒸干便得到原溶质。

（2）挥发性酸的高价盐（如AlCl3、Al（NO3）3、FeCl3等）溶液蒸干得相应金属氧化物。

（3）还原性盐（如Na2SO3）溶液蒸干分别得到Na2SO4。

4、在判断一些能水解的盐溶液中离子种类时需考虑盐类水解。

5、判断不同弱电解质的相对强弱（如弱酸或弱碱的相对强弱）时需考虑盐类的水解。

6、判断溶液中某些离子间能否共存时需考虑盐类的水解。

如Al3+、Fe3+与CO32-，

等因发生双水解而离子间不能共存。

7、同物质的量浓度的各种盐溶液比较pH值时，需考虑盐类的水解，如

的

溶液，其盐溶液的pH值由大到小的顺序为

。

8、某些化学肥料混合使用时需考虑盐类的水解。

如草木灰与铵态氮肥不能混合施用，其原因就是草木灰中K2CO3会水解，

，而铵态氮肥中

会与

，使肥效降低或消失。

9、判断某些盐溶液的酸碱性时需要考虑盐类的水解。

10、某些盐作净水剂时需考虑盐类的水解。

如明矾之所以能作净水剂，是因明矾溶于水后电离出的Al3+水解生成Al（OH）3胶体，表面积较大，会吸附水中悬浮物而达到净化水的目的。

同理含Fe3+的溶液也可作净水剂。

11、实验室某些盐类试剂贮存时需考虑盐类的水解。

如贮存Na2CO3溶液时不能用玻璃塞，是由于Na2CO3溶液水解呈碱性，NaOH会与玻璃中SiO2反应等。

12、判断某些盐溶液中离子浓度大小比较时需要考虑盐类的水解。

13、解释某些生活、生产中的应用时需考虑盐类的水解。

如

（1）炸油条时向面中加入适量明矾和小苏打是利用了HCO3-与Al3+的双水解能产生大量的CO2

（2）热碱液洗涤油污效果好；

用纯碱溶液洗涤油污，因为油污主要是酯类物质，碱性条件下易水解生成溶于水的醇和羧酸钠，加热Na2CO3水解程度增大，溶液碱性增强所以热的纯碱溶液洗涤效果比冷的好。

，

（3）泡沫灭火器中的反应

（4）FeCl3溶液止血等，均是水解知识的应用。

三、电解质溶液中的守恒关系（以Na2CO3溶液为例）

1、电荷守恒规律：

电解质溶液中，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。

如在Na2CO3溶液中存在着Na+、CO32-、H+、OH－、HCO3－,它们存在如下关系：

C（Na+）+C（H+）=C（OH-）+C（HCO3-）+2C（CO32-）

2、物料守恒规律：

电解质溶液中，由于某些微粒能水解或电离，离子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的,如在Na2CO3溶液中CO3２－能水解,故碳元素以CO32－、HCO3－、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：

C（Na+）=C（CO2-3）+C（HCO-3）+C（H2CO3）

3、质子守恒规律：

任何水溶液中水电离出的H＋与OH－的量是相等的；

盐的水解过程中，由于弱酸阴离子或弱碱阳离子结合了水电离出的H＋或OH－，从而使溶液中的c（H＋）与c（OH－）不再相等而表现出一定的酸碱性，但水电离出的H＋与OH－守恒的关系仍然存在。

如Na2CO3溶液中，由上述守恒关系可推出：

C（H+）=C（OH-）+C（（HCO-3）+2C（H2CO3）

四、几个注意点

1、如何判断盐溶液与盐溶液反应类型：

（1）盐与盐溶液反应时，如果生成物中有气体生成，难溶物质生成或难电离物质生成，以及两种水解方式相同的盐溶液相混合，由于相互抑制，一般发生复分解反应。

如：

CuSO4+Na2S=Na2SO4+CuS↓，FeCl3+3AgNO3=Fe（NO3）3+3AgCl↓

（2）盐溶液与盐溶液相混合时，如果阳离子和阴离子都能发生水解，且有沉淀或气体产生，相互促进，使及水解完全,则一般发生双水解反应。

如Al3+与CO32－、HCO3－、SiO32－、AlO2－、ClO－等。

（3）如果一种盐能电离出具有强氧化性的离子，另一种盐能电离出具有强还原性的离子，则一般发生氧化还原反应。

如2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2

2、如何判断溶液中离子能否大量共存：

判断溶液中离子能否大量共存，实际上就是判断溶液中离子间能否相互发生反应，

一般可以从下面几个方面考虑：

（1）看离子间能否发生沉淀反应。

常见的离子间沉淀反应有:

H+与SiO32－，AlO2－；

Ａl3+、Zn2+、Fe3+、Cu2+、Fe2+、Ag+与OH－；

Fe2+、Zn2+、Cu2+、Ag+、Hg2+、与S2－；

Ag+与Cl－、Br－、I－、CO32－、PO43－；

Ba2+、Mg2+、Ca2+与CO32－、SO32－、PO43－、HPO42－等都能生成沉淀，在溶液中不能大量共存。

（2）看离子间能否生成气体。

如H+与HS－、S2－、HCO3－、CO32－、S2O32－、SO32－、HSO3－；

NH4+与OH－等有气体产生，在溶液中不能大量共存。

（3）看离子间能否生成弱电解质。

如H+与F－、PO43－、HPO42－、ClO－、CH3COO－;

OH－与HCO3－、HS－、HSO3－、H2PO4－、HPO42－、NH4+等，不能在溶液中大量共存。

（4）看离子间能否发生双水解反应：

如Fe3+、Al3+、NH4+与CO32－、HCO3－、ClO2－、AlO2－、SiO32－；

Al3+与S2－、HS－等，不能在溶液中大量共存。

（5）看离子之间能否发生氧化还原反应。

如Fe3+与S2－、HS－、I－；

酸性条件下,MnO4－或NO3－与Fe2+、S2－、I－、SO32－等，不能在溶液中大量共存。

另外还须注意题干的要求，如果是无色溶液，Fe2+、Cu2+、MnO4－、Fe3+等在溶液中不能存在；

如是酸性溶液,那么能与H+反应的离子不能存在；

如是碱性溶液，那么能与OH－反应的离子不能存在。

等。

五、溶解平衡

（1）溶解平衡的建立：

尽管AgCl溶解度很小，但并不是绝对不溶，生成的AgCl沉淀会有少量溶解。

AgCl因此在生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存。

这样，生成沉淀的反应就转化成我们熟悉的固体溶解的问题。

从固体溶解的角度来看，AgCl在水中存在两个过程：

①在水分子的作用下，少量Ag+与Cl—脱离AgCl表面溶入水中，②溶液中的Ag+与Cl—受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl表面析出沉淀。

在一定温度下，当沉淀溶液和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列平衡：

AgCl（s）

Ag+（aq）+Cl—（aq）

正是这种平衡的存在，决定了Ag+与Cl—的反应不能进行到底。

（2）定义：

在一定条件下，难溶强电解质溶于水，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成溶质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。

（3）特征：

（与化学平衡相比较）

①逆：

可逆过程

②等：

v（溶解）＝v（沉淀）

③定：

达到平衡时，溶液中各离子浓度保持不变

④动：

动态平衡，v（溶解）＝v（沉淀）

⑤变：

当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。

（4）生成难溶电解质的离子反应的限度

不同电解质在水中的溶解度差别很大，例如AgCl和AgNO3。

习惯上将溶解度小于0.01g的称为难溶电解质。

对于常量的化学反应来说，0.01g是很小的，所以一般情况下，相当量的离子互相反应生成难溶电解质，就可以认为反应完全了。

化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L，沉淀就达完全。

（5）影响沉淀溶解平衡的因素

（1）内因：

难溶物的性质

（2）外因：

遵循勒夏特列原理

①浓度：

加水，平衡向正方向移动。

②温度：

绝大数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，多数平衡向溶解的方向移动。

少数平衡向生成沉淀的方向移动，如Ca（OH）2的溶解平衡。

③同离子效应：

向平衡体系中加入相同的离子，使平衡向逆向移动。

（6）、溶度积

、概念：

在一定温度下，难溶强电解质MmAn溶于水形成饱和溶液时，溶质的离子与该固态物质之间建立动态平衡，这时的离子浓度幂的乘积是一个常数，叫作溶度积常数，简称溶度积。

符号为KSP

、表达式

MmNn（s）

mMn+（aq）＋nNm－（aq）　　　Ksp＝［c（Mn+]）］m·

c［（Nm－）］n

例如：

Ag+（aq）+Cl—（aq）Ksp=c（Ag+）·

c（Cl－）

说明：

、Ksp的大小只与反应温度有关，而与难溶电解质的质量无关；

、表达式中的浓度是沉淀溶解达平衡时离子的浓度，此时的溶液是饱和或准饱和溶液；

、由Ksp的大小可以比较同种类型难溶电解质的溶解度的大小；

不同类型的难溶电解质不能用.Ksp比较溶解度的大小

判断规则

通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积）Qc的相对大小,可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。

Qc>

Ksp时：

溶液过饱和，平衡向生成沉淀的方向移动——有沉淀生成

Qc=Ksp时：

溶液饱和，处于平衡状态

Qc<

溶液不饱和，平衡向沉淀溶解的方向移动——沉淀溶解

考点精讲

考点一、考查溶液中离子浓度的大小比较

已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是（）

A．c（OH）>

c（HA）>

c（HB）>

c（H+）B．c（OH-）>

c（A-）>

c（B-）>

c（H+）

C．c（OH-）>

c（H+）D．c（OH-）>

解析：

根据“越弱越水解”的原则，NaA的水解比HB水解程度大，所以溶液中的c（HA）＞c（HB），c（A－）＜c（B－）；

再根据“谁强显谁性”可知溶液中的c（OH－）＞c（H＋）；

由于溶液中离子的水解毕竟是微弱的，所以c（OH－）＜c（A－）和c（B－）。

答案：

A。

考点二、守恒关系

例、盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。

下列表述正确的是（）

A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO

和OH-

B．NaHCO3溶液中：

e（H+）+e（H2CO3）=c（OH-）

C．10mL0.10　mol·

L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：

c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）＞c（H+）

D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同

A中，生成Na2CO3溶液，CO32-会发生水解，生成HCO3-，所以A错；

电荷守恒：

C（H+）+C（Na+）=C（HCO3-）+2C（CO32-）+C（OH-）

物料守恒：

C（Na+）=C（HCO3-）+C（CO32-）+C（H2CO3）

两式相减得：

C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C（OH-）所以B错误。

C中，生成NaAc，Ac-水解呈碱性，故C正确；

相同PH，相同体积的HCl和HAc，因为HAc为弱酸，所以HAc的物质的量浓度大，HAc所消耗的NaOH的物质的量多，D错。

C

考点三、影响水解平衡的条件

例、向三份0.1mol，LCH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl2因体（忽略溶液体积变化），则CH3COO-浓度的变化依次为（）

A．减小、增大、减小B．增大、减小、减小

C．减小、增大、增大D．增大、减小、增大

CH3COONa为强碱弱酸盐水解后溶液呈碱性，NH4NO3和FeCl2为强酸弱碱盐水解后溶液呈酸性，因此，这两种盐能促进CH3COONa的水解，溶液中的CH3COO－增大；

Na2SO3为强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性，抑制CH3COONa的水解，溶液中的CH3COO－浓度减小。

D。

考点四、溶解平衡的应用

例、一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难溶电解质的溶度积，用符号Ksp表示。

即：

AmBn（s）

mAn+（aq）＋nBm－（aq）　　　　[An+]m·

[Bm－]n＝Ksp

已知：

某温度时，Ksp（AgCl）=[Ag+][Cl－]＝1.8×

10－10　　

Ksp（Ag2CrO4）=[Ag+][CrO2-4]＝1.1×

10－12　

试求：

（1）此温度下AgCl饱和溶液和Ag2CrO4饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。

（2）此温度下，在0.010mo1·

L-1的AgNO3溶液中，AgCl与Ag2CrO4分别能达到的最大物质的量浓度，并比较两者的大小。

解析①AgCl（s）

Ag＋（aq）＋Cl－（aq）

Ag2CrO4（s）

2Ag＋（aq）＋CrO42－（aq）

2xx

（2x）2·

x=Ksp

∴　　c（AgCl）＜c（Ag2CrO4）

②在0.010mol·

L-1AgNO3溶液中，c（Ag+）=0.010mol·

L-1

AgCl（s）

Ag＋（aq）＋Cl－（aq）

溶解平衡时：

0.010＋xx

（0.010＋x）·

x＝1.8×

10－10∵　x很小，∴　0.010＋x≈0.010

10－8（mol·

L－1）

c（AgCl）=1.8×

L－1）

Ag2CrO4（s）

2Ag＋（aq）＋CrO2－4（aq）

0.010＋x　x

（0.010＋2x）2·

x＝1.1×

10－10∵　x很小，∴　0.010＋2x≈0.010

10－10（mol·

L－1）∴　c（Ag2CrO4）＝1.1×

∴　c（AgCl）＞c（Ag2CrO4）

典型例题

例1、下列离子方程式中，属于水解反应的是（）

A．HCOOH+H2O

HCOO－+H3O+

B．CO2+H2O

HCO3－+H+

C．CO32－+H2O

HCO3－+OH－

D．HS－+H2O

S2－+H3O+

选项A、B、D表示的都是电离。

C。

例2、常温下，某溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1.0×

10-13mol·

L－1，该溶液可能是（）

①二氧化硫②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液

A．①④B．①②C．②③D．③④

某溶液中由水电离出来的c（H＋）＝1.0×

L－1，说明溶液既可能呈酸性，也有可能呈碱性。

①SO2＋H2O

H2SO3，H2SO3

HSO3－＋H＋，HSO3-

SO32－＋H＋，溶液呈酸性；

④NaOH===Na＋＋OH－，溶液呈碱性。

A

例3、某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。

则下列描述正确的是（）

A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成

B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成

C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度为c（CH3COO－）＞c（Na＋）＞c（OH－）＞c（H＋）

D．加入适量氨水，c（CH3COO－）一定大于c（Na＋）、c（NH4＋）之和

此题的关键应注意题中的“酸性”两个字，选项B溶液NaOH与CH3COOH恰好完全反应，所以溶液呈碱性；

选项C中当加入NaOH后溶液仍然呈酸性，则c（H＋）＞c（OH－），不成立，当恰好完全反应，溶液呈碱性，则c（Na＋）＞C（CH3COO－），当碱过量时，必定c（Na＋）＞C（CH3COO－），所以在任何情况下溶液的离子关系都不能成立；

选项D中加入氨水，由电荷守恒得：

c（CH3COO－）＋c（OH－）=c（Na＋）＋c（NH4＋）＋c（H＋），当溶液仍呈酸性即c（OH－）＜c（H＋），则c（CH3COO－）＞c（NH4＋）＋c（Na＋）；

当溶液呈中性时，c（H＋）＝c（OH－），则c（CH3COO－）＝c（NH4＋）＋c（Na＋）；

当溶液呈碱性时，c（H＋）＜c（OH－），则c（CH3COO－）＜c（NH4＋）＋c（Na＋），所以c（CH3COO－）一不定大于c（Na＋）、c（NH4＋）之和。

例4、下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（）

A．pH=2的HA溶液与pH=12的MOH溶液任意比混合：

c（H+）+c（M+）==c（OH-）+c（A-）

B．pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三种溶液：

c（NaOH）＜c（CH3COONa）＜c（Na2CO3）

C．物质的量浓度相等CH3COOH和CH3COONa溶液等体积混合：

c（CH3COO-）+2c（OH-）==2c（H+）+c（CH3COOH）

D．0.1mol·

L-1的NaHA溶液，其pH=4：

c（HA-）＞c（H+）＞c（H2A）＞c（A2-）

选项A中根据电荷守恒，此关系式正确；

选项B中pH相等，溶液中的c（OH－）相等，根据酸性越弱，水解越强，所以溶液中c（Na2CO3）＜c（CH3COONa）；

选项C中根据电荷守恒得：

c（H＋）＋c（Na＋）=c（OH－）＋c（CH3COO－）……①，由于c（CH3COOH）＝c（CH3COONa），且它们等体积混合，由原子守恒得：

2c（Na＋）=c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）……②，将①×

2－②得：

c（CH3COO-）+2c（OH-）==2c（H+）+c（CH3COOH）；

选项D中NaHA溶液的pH＝4，溶液呈酸性，即c（H＋）＞c（OH－），同时也可以判断HA－以电离为主，所以离子浓度的大小顺序是：

c（HA－）＞c（A2－）＞c（H＋）＞c（H2A）。

A、C。

例5、已知室温时AgBr的溶解度是8.8×

10-7mol/L，MgNH4PO4溶解度是6.3×

10-5mol/L，求AgBr、MgNH4PO4的溶度积？

　AgBr（固）

Ag++Br-

　∵溶解的AgBr可认为完全电离

　∴[Ag+]=[Br-]=8.8×

10-7mol/L

Ksp[AgBr]=[Ag+][Br-]=（8.8×

10-7）2=7.7×

10-13

同理MgNH4PO4（固）

Mg2++NH4++PO43-

因为溶解的Mg（NH4）PO4可认为完全电离，

　∴[Mg2+]=[

]=[

]=6.3×

10-5mol/L

　∴Ksp[Mg（NH4）PO4]=[Mg2+][

][

]

　　　　　　　　　　=（6.3×

10-5）3=2.5×

答：

AgBr的溶度积为7.7×

10-13，Mg（NH4）PO4的溶度积为2.5×

10-13。

演练提高

1．将一元酸HA的溶液与一元碱BOH的溶液等体积混合，若所得溶液显酸性，下列有关判断正确的是（）

A．若混合前酸、碱pH之和等于14，则HA肯定是弱酸

B．若混合前酸、碱物质的量浓度相同，则HA肯定是弱酸

C．溶液中水的电离程度：

混合溶液＞纯水＞BOH溶液

D．混合溶液中离子浓度一定满足：

c（A－）＞c（B＋）＞c（H＋）＞c（OH－）

2．已知酸式盐NaHB在水溶液中存