（天津专用）2020版高考化学一轮复习 专题十二 盐类水解和沉淀溶解平衡教师用书（PDF，含解析）

专题十二　盐类水解和沉淀溶解平衡５５　　　专题十二盐类水解和沉淀溶解平衡对应学生用书起始页码Ｐ１１５考点一盐类水解高频考点　　１.盐类水解的实质盐电离→弱酸的阴离子→结合Ｈ＋弱碱的阳离子→结合ＯＨ－{}→破坏了水的电离平衡→ｃ(Ｈ＋)≠ｃ(ＯＨ－)→溶液呈酸性或碱性　　２.盐类水解的规律:有弱才水解ꎬ越弱越水解ꎻ谁强显谁性ꎬ同强显中性(１)“有弱才水解ꎬ越弱越水解”ꎮ如酸性:ＨＣＮＣＨ３ＣＯＯＨꎬ则相同条件下碱性:ＮａＣＮＣＨ３ＣＯＯＮａꎮ(２)强酸的酸式盐只电离ꎬ不水解ꎬ溶液显酸性ꎮ如ＮａＨＳＯ４在水溶液中:ＮａＨＳＯ４􀪅􀪅Ｎａ＋＋Ｈ＋＋ＳＯ２－４ꎮ(３)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性ꎬ取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小①若电离程度小于水解程度ꎬ溶液呈碱性ꎮ如ＮａＨＣＯ３溶液:ＨＣＯ－３􀜩􀜨􀜑Ｈ＋＋ＣＯ２－３(次要)ꎬＨＣＯ－３＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑Ｈ２ＣＯ３＋ＯＨ－(主要)ꎻ②若电离程度大于水解程度ꎬ溶液显酸性ꎮ如ＮａＨＳＯ３溶液:ＨＳＯ－３􀜩􀜨􀜑Ｈ＋＋ＳＯ２－３(主要)ꎬＨＳＯ－３＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑Ｈ２ＳＯ３＋ＯＨ－(次要)ꎮ(４)相同条件下的水解程度:正盐相应酸式盐ꎮ如ＣＯ２－３ＨＣＯ－３ꎮ　　３.影响盐类水解的因素(１)内因:酸或碱越弱ꎬ其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大ꎬ溶液的碱性或酸性越强ꎮ(２)外因因素移动方向水解程度水解产生离子的浓度温度升高右移增大增大浓度增大右移减小增大减小(即稀释)右移增大减小外加酸碱酸弱碱阳离子的水解程度减小碱弱酸根离子的水解程度减小　　４.盐类水解原理的应用(１)判断盐溶液的酸碱性时要考虑盐类水解ꎮ(２)比较盐溶液中离子种类及其浓度大小时要考虑盐类水解ꎮ(３)判断溶液中离子能否大量共存时ꎬ有时要考虑盐类水解ꎬ如Ａｌ３＋、Ｆｅ３＋与ＨＣＯ－３、ＣＯ２－３、ＡｌＯ－２等不能大量共存ꎮ(４)物质在参加反应时ꎬ有时要考虑盐类水解ꎬ如Ｍｇ加到ＮＨ４Ｃｌ溶液中ꎬＡｌＣｌ３与Ｎａ２Ｓ溶液混合等ꎮ(５)加热浓缩某些盐溶液时ꎬ要考虑水解ꎬ如浓缩ＦｅＣｌ３、ＡｌＣｌ３溶液ꎬ蒸干得氢氧化物ꎬ灼烧得金属氧化物ꎮ(６)保存Ｎａ２ＣＯ３等碱性盐溶液不能用磨口玻璃瓶ꎬ保存ＮＨ４Ｆ溶液不能用玻璃瓶ꎮ(７)保存某些盐溶液时ꎬ要考虑盐类水解ꎬ如ＦｅＣｌ３溶液中加少量盐酸来抑制Ｆｅ３＋的水解ꎮ(８)解释生活、生产中的一些化学现象ꎬ如:ａ.某些胶体的制备利用水解原理ꎬ如实验室制备Ｆｅ(ＯＨ)３胶体:Ｆｅ３＋＋３Ｈ２Ｏ△􀪅􀪅Ｆｅ(ＯＨ)３(胶体)＋３Ｈ＋ꎮｂ.泡沫灭火器的工作原理:Ａｌ３＋＋３ＨＣＯ－３􀪅􀪅Ａｌ(ＯＨ)３↓＋３ＣＯ２↑ꎮｃ.纯碱溶液越热ꎬ去污能力越强:ＣＯ２－３＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑ＨＣＯ－３＋ＯＨ－ꎬ加热ｃ(ＯＨ－)增大ꎮ(２０１８北京理综ꎬ１１ꎬ６分)测定０.１ｍｏｌ􀅰Ｌ－１Ｎａ２ＳＯ３溶液先升温再降温过程中的ｐＨꎬ数据如下ꎮ时刻①②③④温度/℃２５３０４０２５ｐＨ９.６６９.５２９.３７９.２５　　实验过程中ꎬ取①④时刻的溶液ꎬ加入盐酸酸化的ＢａＣｌ２溶液做对比实验ꎬ④产生白色沉淀多ꎮ下列说法不正确的是(　　)Ａ.Ｎａ２ＳＯ３溶液中存在水解平衡:ＳＯ２－３＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑ＨＳＯ－３＋ＯＨ－Ｂ.④的ｐＨ与①不同ꎬ是由于ＳＯ２－３浓度减小造成的Ｃ.①→③的过程中ꎬ温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致Ｄ.①与④的ＫＷ值相等本题涉及的考点有盐类水解及其影响因素ꎬ考查了考生对表格数据的分析能力ꎬ体现了“证据推理与模型认知”学科核心素养ꎮ解析　①→③过程中Ｎａ２ＳＯ３不断转化为Ｎａ２ＳＯ４ꎬＳＯ２－３浓度逐渐减小ꎬ使水解平衡向逆反应方向移动ꎬ而升高温度使水解平衡向正反应方向移动ꎬ故Ｃ不正确ꎮ答案　Ｃ１.已知２５℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:弱酸化学式ＨＡＨ２Ｂ电离平衡常数(ｍｏｌ/Ｌ)Ｋａ＝１.７×１０－６Ｋａ１＝１.３×１０－３Ｋａ２＝５.６×１０－８则下列说法正确的是(　　)Ａ.等物质的量浓度的各溶液ｐＨ关系为:ｐＨ(Ｎａ２Ｂ)ｐＨ(ＮａＨＢ)ｐＨ(ＮａＡ)Ｂ.将等浓度的ＨＡ溶液与ＮａＡ溶液等体积混合ꎬ混合液中:ｃ(Ａ－)ｃ(Ｎａ＋)Ｃ.向Ｎａ２Ｂ溶液中加入足量的ＨＡ溶液发生反应的离子方程式为Ｂ２－＋２ＨＡ􀪅􀪅２Ａ－＋Ｈ２ＢＤ.ＮａＨＢ溶液中部分微粒浓度的关系为ｃ(Ｎａ＋)＝ｃ(ＨＢ－)＋ｃ(Ｈ２Ｂ)＋ｃ(Ｂ２－)１.答案　Ｄ　电离平衡常数越大ꎬ酸性越强ꎬ由表中数据可知酸性:Ｈ２ＢＨＡＨＢ－ꎬ故Ｂ２－、Ａ－、ＨＢ－对应的钠盐溶液的碱性依􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋５６　　　５年高考３年模拟Ｂ版(教师用书)次减弱ꎬＡ项错误ꎻＨＡ的电离平衡常数为１.７×１０－６ꎬ则Ａ－的水解平衡常数为１×１０－１４１.７×１０－６ꎬ可知ＨＡ的电离平衡常数大于Ａ－的水解平衡常数ꎬ所以等浓度的ＨＡ溶液与ＮａＡ溶液等体积混合ꎬｃ(Ａ－)ｃ(Ｎａ＋)ꎬＢ项错误ꎻ酸性:Ｈ２ＢＨＡＨＢ－ꎬ向Ｎａ２Ｂ溶液中加入足量的ＨＡ溶液发生反应的离子方程式为Ｂ２－＋ＨＡ􀪅􀪅Ａ－＋ＨＢ－ꎬＣ项错误ꎻ根据物料守恒可得ＮａＨＢ溶液中部分微粒浓度的关系为ｃ(Ｎａ＋)＝ｃ(ＨＢ－)＋ｃ(Ｈ２Ｂ)＋ｃ(Ｂ２－)ꎬＤ项正确ꎮ２.常温下ꎬ向０.１ｍｏｌ􀅰Ｌ－１Ｈ３ＰＯ４溶液中加入ＮａＯＨ的过程中各种微粒的物质的量分数随ｐＨ的变化关系如图所示(Ｈ３ＰＯ４的三级电离常数依次为Ｋａ１、Ｋａ２、Ｋａ３ꎬｐＫ＝－ｌｇＫ)ꎮ下列叙述错误的是(　　)Ａ.ｐＫａ１＝２.１６Ｂ.溶液呈中性时ꎬ[Ｈ２ＰＯ－４][ＨＰＯ２－４]Ｃ.反应ＰＯ３－４＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑ＨＰＯ２－４＋ＯＨ－的ｐＫ＝１.６８Ｄ.Ｎａ２ＨＰＯ４溶液中存在[ＯＨ－]＋[ＰＯ３－４]＝[Ｈ＋]＋[Ｈ２ＰＯ－４]＋[Ｈ３ＰＯ４]２.答案　Ｄ　Ｋａ１＝[Ｈ＋][Ｈ２ＰＯ－４][Ｈ３ＰＯ４]ꎬ[Ｈ２ＰＯ－４]＝[Ｈ３ＰＯ４]时ꎬＫａ１＝[Ｈ＋]＝１０－２.１６ｍｏｌ􀅰Ｌ－１ꎬｐＫａ１＝２.１６ꎬＡ项正确ꎻ从图中可看出溶液呈中性时ꎬ[Ｈ２ＰＯ－４][ＨＰＯ２－４]ꎬＢ项正确ꎻ反应ＰＯ３－４＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑ＨＰＯ２－４＋ＯＨ－的Ｋ＝ＫＷＫａ３＝１０－１４/１０－１２.３２＝１０－１.６８ꎬｐＫ＝１.６８ꎬＣ项正确ꎻＮａ２ＨＰＯ４溶液中存在质子守恒:[ＯＨ－]＋[ＰＯ３－４]＝[Ｈ＋]＋[Ｈ２ＰＯ－４]＋２[Ｈ３ＰＯ４]ꎬＤ项错误ꎮ３.在ＮａＣＮ溶液中存在水解平衡:ＣＮ－＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑ＨＣＮ＋ＯＨ－ꎬ水解常数Ｋｈ(ＮａＣＮ)＝ｃ(ＨＣＮ)􀅰ｃ(ＯＨ－)ｃ(ＣＮ－)≈ｃ２(ＯＨ－)ｃ０(ＮａＣＮ)[ｃ０(ＮａＣＮ)是ＮａＣＮ溶液的起始浓度]ꎮ２５℃时ꎬ向１ｍｏｌ􀅰Ｌ－１的ＮａＣＮ溶液中不断加水稀释ꎬＮａＣＮ溶液浓度的对数值ｌｇｃ０与２ｐＯＨ[ｐＯＨ＝－ｌｇｃ(ＯＨ－)]的关系如下图所示ꎬ下列说法中错误的是(　　)Ａ.２５℃时ꎬＫｈ(ＮａＣＮ)的值为１０－４.７Ｂ.升高温度ꎬ可使曲线上ａ点变到ｂ点Ｃ.２５℃ꎬ向ａ点对应的溶液中加入固体ＮａＣＮꎬＣＮ－的水解程度减小Ｄ.ｃ点对应溶液中的ｃ(ＯＨ－)大于ａ点３.答案　Ｂ　２ｐＯＨ＝－２ｌｇｃ(ＯＨ－)ꎬ则ｃ２(ＯＨ－)＝１０－２ｐＯＨꎮＫｈ(ＮａＣＮ)＝ｃ２(ＯＨ－)/ｃ０(ＮａＣＮ)ꎬ由ａ点坐标可知ꎬｃ０(ＮａＣＮ)＝０.１ｍｏｌ􀅰Ｌ－１ꎬｃ２(ＯＨ－)＝１０－５.７ꎬ代入表达式可得Ｋｈ(ＮａＣＮ)＝１０－４.７ꎬＡ项正确ꎻ升高温度ꎬ促进ＣＮ－的水解ꎬＯＨ－浓度增大ꎬ则２ｐＯＨ的值减小ꎬＢ项错误ꎻ加入ＮａＣＮ固体ꎬＣＮ－浓度增大ꎬ水解平衡正向移动ꎬ但ＣＮ－水解的程度减小ꎬＣ项正确ꎻｐＯＨ是ＯＨ－浓度的负对数ꎬ因ｃ点的ｐＯＨ小于ａ点ꎬ所以ｃ点ＯＨ－的浓度大于ａ点ꎬＤ项正确ꎮ考点二沉淀溶解平衡高频考点　　１.沉淀溶解平衡(１)溶解平衡溶质溶解的过程是一个可逆过程:固体溶质溶解结晶􀜩􀜨􀜑溶液中的溶质ｖ溶解ｖ结晶　固体溶解ｖ溶解＝ｖ结晶　溶解平衡ｖ溶解ｖ结晶　析出晶体{溶解平衡的特点:逆、等、动、定、变(适用平衡移动原理)ꎮ(２)溶度积①溶度积常数:一定温度下难溶电解质的饱和溶液中ꎬ各组分离子浓度幂的乘积为一常数ꎮ对于溶解平衡ＡｍＢｎ(ｓ)􀜩􀜨􀜑ｍＡｎ＋(ａｑ)＋ｎＢｍ－(ａｑ)ꎬＫｓｐ＝[ｃ(Ａｎ＋)]ｍ􀅰[ｃ(Ｂｍ－)]ｎꎮ与其他平衡常数一样ꎬＫｓｐ的大小只受温度的影响ꎮ②溶度积规则某难溶电解质的溶液中任一情况下有关离子浓度幂的乘积为Ｑｃ(离子积)ꎮ当ＱｃＫｓｐ时ꎬ溶液不饱和ꎬ无沉淀析出ꎻ当Ｑｃ＝Ｋｓｐ时ꎬ沉淀与溶解处于平衡状态ꎻ当ＱｃＫｓｐ时ꎬ有沉淀析出ꎬ直至达到平衡ꎮ(３)沉淀溶解平衡的影响因素①内因:难溶物质本身的性质是主要决定因素ꎮ②外因:ａ.浓度:加水稀释ꎬ平衡向溶解方向移动ꎬ但Ｋｓｐ不变ꎮｂ.温度:升温时ꎬ多数平衡向沉淀溶解的方向移动ꎬ少数平衡向沉淀生成的方向移动ꎬ如Ｃａ(ＯＨ)２的溶解平衡ꎬ升高温度ꎬ平衡向析出Ｃａ(ＯＨ)２的方向移动ꎬ即溶解度减小ꎮｃ.同离子效应:向平衡体系中加入难溶物质溶解时产生的离子ꎬ平衡逆向移动ꎮｄ.其他:向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时ꎬ平衡向溶解方向移动ꎮ２.沉淀溶解平衡的应用(１)沉淀的生成与溶解①在难溶电解质的溶液中ꎬ当ＱｃＫｓｐ时ꎬ就会生成沉淀ꎮ据此ꎬ加入沉淀剂析出沉淀ꎬ是分离、除杂常用的方法ꎮ如以Ｎａ２Ｓ、Ｈ２Ｓ等作沉淀剂ꎬ使某些金属离子(如Ｃｕ２＋、Ｈｇ２＋等)生成极难溶的硫化物(ＣｕＳ、ＨｇＳ等)沉淀ꎬ从而达到分离或除杂的目的ꎮ注意　①利用生成沉淀分离或除去某种离子ꎬ首先ꎬ要使生成沉淀的反应能够发生ꎻ其次ꎬ沉淀生成的反应进行得越完全越好ꎮ如要除去溶液中的Ｍｇ２＋ꎬ可使用ＮａＯＨ等使之转化为溶解度较小的Ｍｇ(ＯＨ)２ꎮ②不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去ꎮ一般认为残留在溶液中的离子浓度小于１×１０－５ｍｏｌ􀅰Ｌ－１时ꎬ沉淀就达完全ꎮ由Ｋｓｐ的表达式可知ꎬ使除去的离子在溶液中残留的浓度尽可能小ꎬ需要加入过量的沉淀剂ꎮ②当ＱｃＫｓｐ时ꎬ沉淀就会溶解ꎮ常用的方法有:ａ.酸碱溶解法加入酸或碱与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应ꎬ降低相应离子的浓度ꎬ使平衡向沉淀溶解的方向移动ꎮ如难溶于水的ＢａＣＯ３可溶于盐酸中ꎮｂ.发生氧化还原反应使沉淀溶解􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋专题十二　盐类水解和沉淀溶解平衡５７　　　某些金属硫化物(如ＣｕＳ、ＨｇＳ等)ꎬ其溶度积特别小ꎬ在其饱和溶液中ｃ(Ｓ２－)特别小ꎮ这些金属硫化物只能溶于氧化性酸(如硝酸、王水等)ꎬＳ２－被氧化ꎬ其浓度减小ꎬ从而达到沉淀溶解的目的ꎮ此法适用于那些具有明显氧化性或还原性的难溶物ꎮｃ.生成配合物使沉淀溶解向沉淀溶解平衡体系中加入适当的配位剂ꎬ使溶液中某种离子生成稳定的配合物ꎬ以减小其离子浓度ꎬ从而使沉淀溶解ꎮ如溶解ＡｇＣｌ可加入氨水以生成[Ａｇ(ＮＨ３)２]＋ꎮ③实例探究ａ.利用沉淀溶解平衡移动原理解释“钡餐”用ＢａＳＯ４而不用ＢａＣＯ３的原因ꎮｂ.误服可溶性钡盐引起中毒ꎬ应尽快服用５.０％的Ｎａ２ＳＯ４溶液洗胃ꎬ使ＳＯ２－４与Ｂａ２＋结合成沉淀而排出ꎮｃ.从沉淀溶解平衡的角度解释溶洞的形成ꎮ(２)沉淀的转化①沉淀转化的实质沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动ꎮ通常ꎬ一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀ꎬ两种难溶物的溶解能力差别越大ꎬ这种转化的趋势就越大ꎮ②实例探究ａ.往ＺｎＳ的沉淀溶解平衡体系中加入ＣｕＳＯ４溶液可将其转化为更难溶的ＣｕＳ沉淀ꎮＺｎＳ(ｓ)＋Ｃｕ２＋(ａｑ)􀪅􀪅ＣｕＳ(ｓ)＋Ｚｎ２＋(ａｑ)ｂ.依据沉淀转化的原理ꎬ可用ＦｅＳ等难溶物作为沉淀剂除去废水中的某些