2、盐类水解的特点:
(1)可逆
(2)程度小(3)吸热
【练习8】下列说法错误的是:
()
A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在;B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色,加热红色变深;
C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱;D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
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)
【练习9】Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为;
能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是()
①加热②加少量NaHCO3固体③加少量(NH4)2CO3固体
④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH
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-)
写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
,并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。
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,有的甚至水解完全。
其促进过程以NH4Ac为例解释如下:
NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-
两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个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为:
Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);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两边电荷平衡,如:
2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑
写出Al3+与CO32-、HCO3-在水溶液中反应的离子方程式:
,
;在足量Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为,泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是;能鉴别Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是。
6、盐类水解的应用:
①混施化肥(N、P、K三元素不能变成↑和↓)
②泡沫灭火剂(用硫酸铝和小苏打为原料,双水解)
③FeCl3溶液止血剂(血浆为胶体,电解质溶液使胶体凝聚)
④明矾净水(Al3+水解成氢氧化铝胶体,胶体具有很大的表面积,吸附水中悬浮物而聚沉)
⑤NH4Cl焊接金属(氯化铵呈酸性,能溶解铁锈)
⑥判断溶液酸碱性(强者显性)
⑦比较盐溶液离子浓度的大小
⑧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)
⑨配制盐溶液(加对应的酸防止水解)
七、电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则:
分步书写
例:
H2S的电离H2SH++HS-;HS-H++S2-
例:
Na2S的水解:
H2O+S2-HS-+OH-H2O+HS-H2S+OH-
注意:
不管是水解还是电离,都决定于第一步,第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则:
一步书写
例:
Al3++3H2OAl(OH)3+3H+
【练习10】下列方程式中属于电离方程式的是;属于水解方程式的是
A、HCO3-+H2OH3O++CO32-B、BaSO4==Ba2++SO42-
C、AlO2-+2H2OAl(OH)3+OH-D、CaCO3(s)Ca2++CO32-
八、溶液中微粒浓度的大小比较
1、基本原则:
抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系:
①电荷守恒(电荷数前移):
任何溶液均显电中性,各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒(原子个数前移):
某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒(得失H+个数前移):
:
∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数==∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数
2、同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律:
①中常化学常见的有三对
等浓度的HAc与NaAc的混合溶液:
弱酸的电离>其对应弱酸盐的水解,溶液呈酸性
等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液:
弱碱的电离>其对应弱碱盐的水解,溶液呈碱性
等浓度的HCN与NaCN的混合溶液:
弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解,溶液呈碱性
②掌握其处理方法(即抓主要矛盾)
例:
0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性,则∵溶液呈酸性,∴CH3COOH的电离>CH3COONa的水解,∴[HAc]<0.1mol/L,[Ac-]>0.1mol/L.
(因为NaAc的水解呈碱性被HAc的电离呈酸性所掩盖,故可当作“只HAc电离,而NaAc不水解”考虑,即只考虑酸的电离。
)
九、酸碱中和滴定
1.概念:
用已知浓度的_________来测定未知浓度的___________的实验方法。
2.原理:
n(H+)=n(OH-)即:
cH+·V酸=cOH-·V碱
3.仪器及其使用
(1)仪器
(2)滴定管的使用
①检查仪器:
使用前检查滴定管活塞是否_____。
②润洗仪器:
在加入反应液之前,洁净的滴定管要用所要盛装的溶液润洗_____遍。
③加入反应液:
分别将试剂加入到相应滴定管中,使液面位于滴定管______________处。
④调节起始读数:
在滴定管下放一烧杯,调节活塞,使滴定管尖嘴部分________,然后调节滴定管液面在_______________下,准确读取数值并记录。
4.操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
(1)准备工作
①滴定管的检漏。
②洗涤:
分别取酸式滴定管和碱式滴定管各一支,用蒸馏水洗涤2~3次,再用标准酸液和待测碱液各润洗2~3次,润洗液必须从滴定管下端排出。
③装液:
向碱式滴定管中装入待测NaOH溶液
④赶气泡
⑤调液面:
将液面调至_______________
⑥记读数。
(2)滴定操作:
放出一定体积NaOH溶液于洗净的锥形瓶中,在锥形瓶的待测溶液中滴加2~3滴酚酞试液,开始滴定。
左手控制活塞,右手摇动锥形瓶,两眼注视锥形瓶内溶液______。
①滴定速率:
先快后慢,逐滴加入,不能____________。
②终点的判断:
当滴入最后一滴,刚好使指示剂______,且半分钟内_______,即到终点,读数并记录。
(3)数据处理:
为减小误差,滴定时,要求重复实验2~3次,求_________。
5.误差分析原理
中和滴定实验中,产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等,分析误差要根据计算式分析,c待测=
,c标准、V待测均为定值,c待测的大小取决于V标准的大小。
V标准大,则c待测偏____;反之,偏____。
6.常见误差分析
可能情况
导致c(待)=
未用标准液润洗滴定管
未用待测液润洗移液管或所用的滴定管
用待测液润洗锥形瓶
洗涤后锥形瓶未干燥
标准液漏滴在锥形瓶外一滴
待测液溅出锥形瓶外一滴
将移液管下部的残留液吹入锥形瓶
滴前有气泡,滴后无气泡
滴前无气泡,滴后有气泡
滴前仰视,滴后平视
滴前平视,滴后仰视
滴前仰视,滴后俯视
达终点后,滴定管尖嘴处悬一滴标准液
【练习11】在中和滴定操作过程中,有以下各项因操作不当引起的实验误差,用“偏高”“偏低”或“无影响”等填空:
(1)滴定管用蒸馏水洗净后,未用已知浓度的标准溶液润洗,使滴定结果________;
(2)锥形瓶用蒸馏水洗净后,又用待测溶液润洗,使滴定结果________;
(3)滴定管(装标准溶液)在滴定前尖嘴处有气泡,滴定终点时无气泡,使滴定结果________;
(4)滴定前平视,滴定终点时俯视,使滴定结果________________________________________________________________________;
(5)滴定前仰视,滴定终点时平视,使滴定结果________________________________________________________________________;
(6)过早估计终点,使滴定结果________;
(7)过晚估计终点,使滴定结果________;
(8)用含Na2O杂质的NaOH固体来配制已知浓度的标准溶液,用于滴定未知浓度的盐酸,使测得盐酸的浓度________;
(9)用含Na2CO3杂质的NaOH固体来配制已知浓度的标准溶液,用于滴定未知浓度的盐酸,使测得盐酸的浓度________;
(10)洗涤锥形瓶时,误把稀食盐水当做蒸馏水,然后用锥形瓶装待测的盐酸,用NaOH标准溶液滴定时,对测得的结果________。
[来
十、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
(1)溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。
生成难溶电解质的反应为完全反应,用“=”。
(2)反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应,用“=”。
如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L,故为完全反应,用“=”,常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5
mol/L,故均用“=”。
(3)难溶并非不溶,任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
(4)掌握三种微溶物质:
CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
(5)溶解平衡常为吸热,但Ca(OH)2为放热,升温其溶解度减少。
(6)溶解平衡存在的前提是:
必须存在沉淀,否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态,并用“”。
如:
Ag2S(s)2Ag++S2-
3、沉淀生成的三种主要方式
(1)加沉淀剂法:
Ksp越小(即沉淀越难溶),沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。
(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子:
常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。
如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
(3)氧化还原沉淀法:
加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去(较少见)
4、沉淀的溶解:
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。
常采用的方法有:
①加水;②加热;③减少生成物(离子)的浓度。
使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度,∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
5、沉淀的转化:
溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行,简而言之,即溶解度大的生成溶解度小的,溶解度小的生成溶解度更小的。
【练习12】
(1)对于Ag2S(s)2Ag++S2-,其Ksp的表达式为。
(2)下列说法中不正确的是
①用稀HCl洗涤AgCl沉淀比用水洗涤损耗AgCl小;
②一般地,物质的溶解度随温度的升高而增加,故物质的溶解大多是吸热的;Z,X,X,K]
③对于Al(OH)3(s)Al(OH)3Al3++3OH-,前者为溶解平衡,后者为电离平衡;
④除去溶液中的Mg2+,用OH-沉淀比用CO32-好,说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大;
⑤沉淀反应中常加过量的沉淀剂,其目的是使沉淀更完全。
(3)如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2?
。
§2方法、归纳和技巧
一、酸的酸性强弱与溶液的酸性强弱的联系与区别
酸的酸性强弱是指酸电离出H+的难易(越易电离出H+,酸的酸性越强);溶液酸性的强弱是指溶液中[H+]的相对大小(H+浓度越大,溶液的酸性越强)。
溶液的酸性可能是由酸电离产生的H+而引起的,也可能是由强酸弱碱盐水解而引起的。
【练习13】下列说法中错误的是
A、强酸溶液的导电性一定比弱酸的强;
B、酸越难以电离出质子,其对应的酸根离子就越易水解;
C、溶液的酸性越强,则溶液中的[H+]越大,水的电离程度就越小;
D、在水中完全电离的酸一定是强酸,但强酸的水溶液的酸性不一定强。
二、溶液的导电性与电解质强弱的联系与区别
溶液的导电性仅与溶液中的离子浓度及离子所带电荷数的多少相关。
电荷数相同时,离子浓度越大,导电性越强;离子浓度相同时,离子所带电荷数越多,溶液导电性越强;电解质溶液导电的同时一定发生电解!
电解质的强弱是指电解质在水中的电离程度。
电解质越强,在水中就越完全电离,反之就越难电离。
相同条件下,强电解质溶液的导电性比弱电解质的强(即导电性对比实验)。
(1)常见的三种导电方式为、和电子空穴导电。
(2)浓度相同的HCl、HAc、NaHSO4三种酸并联入同一电路中,导电性最强的是,最弱的是。
三、电离平衡、水解平衡、溶解平衡的共性
1、加水均能促进三大平衡;
2、加热均能促时三大平衡(溶解平衡个别例外)
3、三大平衡均为水溶液中的平衡,故都不受压强的影响.
4、均遵循勒夏特列原理。
对于AgCl(s)Ag++Cl-,平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大,可采取的措施是()
①加氨水②加水③加NaCl(s)④加AgCl(s)⑤加NaBr(s)⑥加