2、盐类水解的特点:
(1)可逆
(2)程度小(3)吸热
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、小)(水解吸热)
②浓度:
浓度越小,水解程度越(大、小)(越稀越水解)
③酸碱:
促进或抑制盐的水解:
H+(促进或抑制)阴离子水解而(促进或抑制)阳离子水解;OH-(促进或抑制)阳离子水解而(促进或抑制)阴离子水解。
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:
CH3COONH4==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+CH3COO—+H2OCH3COOH+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)
③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)
④配制盐溶液(加对应的酸防止水解)
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)
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+
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
1.多元弱酸溶液,根据多步电离分析
如在H3PO4的溶液中,>>>>。
2.一种盐溶液中各种离子浓度的相对大小
(1)当盐中阴、阳离子等价时
c(不水解的离子)>c(水解的离子)>c(水解后显某性的离子(如H+或OH-))>c(显性相对离子(如OH-或H+))
实例:
①CH3COONa溶液:
>>>
②NH4Cl溶液:
>>>
(2)当盐中阴、阳离子不等价时
要考虑是否水解,水解分几步。
如多元弱酸根的水解,则是“几价分几步,为主第一步”。
实例:
Na2S水解分两步,各种离子浓度大小顺序为:
>>>>
3.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影响的因素
如在相同的物质的量浓度的下列溶液中:
①NH4Cl,②CH3COONH4,③NH4HSO4;
c(NH
)由大到小的顺序是>>。
4.混合溶液中各离子浓度的比较,要进行综合分析,如电离因素、水解因素等
(1)首先考虑电荷守恒,如盐酸和氨水混合,无论谁过量均有c()+c(H+)=c()+c()。
(2)考虑离子间的反应。
(3)酸、碱混合时考虑是完全反应还是有一种过量。
(4)等物质的量混合时要考虑是电离为主还是水解为主。
常见的有三对:
等浓度的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液:
弱酸的电离大于其对应弱酸盐的水解,溶液呈酸性。
等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合溶液:
弱碱的电离大于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:
弱酸的电离小于其对应弱酸盐的水解,溶液呈碱性。
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中学化学常见的有三对
等浓度的CH3COOH与CH3COONa的混合溶液:
弱酸的电离>其对应弱酸盐的水解,溶液呈性
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,溶液呈性
②掌握其处理方法(即抓主要矛盾)
如:
0.1mol/LCH3COOH和0.1mol/LCH3COONa溶液等体积混合后溶液呈酸性,则因为溶液呈酸性,所以CH3COOH的电离>CH3COONa的水解,所以c(CH3COOH)<0.1mol/L,c(CH3COO-)>0.1mol/L。
(因为CH3COONa的水解呈碱性被CH3COOH的电离呈酸性所掩盖,故可当作“只CH3COOH电离,而CH3COONa不水解”考虑,即只考虑酸的电离。
)
九、酸碱中和滴定(见专题)
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mol/L以下的反应为完全反应,用“=”。
如酸碱中和时c(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10-5mol/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。
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,因为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。
(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;
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。
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、CH3COOH、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加热
四、酸碱盐对水的电离的影响
1、水中加酸:
酸电离出的H+使平衡H2OH++OH-逆移,溶液中c(H+)主要是酸电离产生的,只有极小部分由水电离产生(可忽略);c(OH-)全由水电离产生。
2、水中加碱:
碱电离出的OH-使平衡H2OH++OH-逆移,溶液中c(OH-)主要是碱电离产生的,只有极小部分由水电离产生(可忽略);c(H+)全由水电离产生。
3、正盐溶液中的c(H+)、c(OH-)均由水电离产生:
(1)强酸弱碱盐:
如AlCl3,水电离产生的OH-部分被阳离子结合生成了难电离的弱碱,故使溶液中c(H+)>c(OH-)。
(2)强碱弱酸盐:
如NaAc,水电离产生的H+部分被阴离子结合生成了难电离的弱酸,故使溶液中c(OH-)>c(H+)。
4、酸式盐中NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4中酸根离子以电离为主,故显酸性而抑制水的电离,其余均以水解为主而促进水的电离。
已知某NaHSO3溶液的pH=4,则有关NaHSO3溶液的说法中正确的是()
A、NaHSO3溶液中水的电离程度小于Na2SO3溶液,也小于Na2SO4溶液
B、[HSO3-]>[H2SO3]>[SO32-]
C、该溶液中由水电离出的[H+]为1×10-4mol/L
D、加入少量NaOH使溶液的pH升高会使水的电离受抑制
§3综合训练
1、下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是()
A、强电解质都是离子化合物,弱电解质都是共价化合物
B、强电解质都是可溶性化合物,弱电解质都是难溶性化合物
C、强电解质的水溶液中无溶质分子,弱电解质的水溶液中有溶质分子
D、强电解质的导电能力强,弱电解质的导电能力弱
2、下列离子方程式中,正确的是()
A、CH3COOH=CH3COO-+H+B、NaOH=Na++OH-
C、KClO3
K++ClO3-D、BaSO4=Ba2++S2-+4O2-
3、氨水有下列平衡:
NH3·H2ONH4++OH-当其它条件不变时,改变下列条件,平衡向左移动,且c(NH4+)增大的是()
A、加NaOHB、加盐酸C、加NH4ClD、加同浓度氨水
4、水是一种极弱电解质,在室温下平均每n个水分子中只有一个水分子发生电离,则n值为()
A、1×10-14B、55.6×107C、107D、55.6
5、在100℃,100mL蒸馏水中c(OH-)=1×10-6mol·L-1,当改变下列条件之一时