（山东专用）2020届高考化学一轮复习 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真题多维细目表真题涉分考点盐类水解沉淀溶解平衡关联考点题型难度试题结构核心素养２０１７课标Ⅰ，２７（５）３结合Ｋｓｐ论述题填空设问独立难变化观念与平衡思想２０１６课标Ⅰ，２７（３）４有关Ｋｓｐ的计算滴定原理填空、计算设问递进难变化观念与平衡思想２０１５山东理综，１０５相互促进的水解反应单质与化合物之间的转化选择选项并列中变化观念与平衡思想２０１５山东理综，３１（２）３结合Ｋｓｐ论述工艺流程填空设问递进难变化观念与平衡思想２０１４山东理综，２９（３）４离子浓度、水解规律ＮＯ２与ＮａＯＨ反应填空设问递进难变化观念与平衡思想２０１３山东理综，２９（４）４水解平衡常数计算、水解规律填空、计算设问递进难变化观念与平衡思想２０１２山东理综，２９（４）２水解离子方程式电离平衡和电离平衡常数填空、计算设问递进易变化观念与平衡思想２０１１山东理综，２９（３）３离子浓度、水解平衡移动沉淀溶解平衡填空设问递进难变化观念与平衡思想总计卷均分３．１５题／９卷４题／９卷平衡移动填空设问递进难变化观念与平衡思想占比３．１％考频常见考法命题规律与趋势０１考频赋分本专题内容为高考高频命题点，卷均分为３．１分。０２题型难度考题难度较高，试题题型主要为非选择题。０３考查内容试题主要考查盐类水解平衡和离子浓度大小比较、难溶电解质的Ｋｓｐ。０４核心素养学科核心素养以变化观念与平衡思想为主。０５命题趋势预计本专题内容２０２０年等级性考试中将以选择题形式，结合图像进行考查。０６备考建议关注盐类水解平衡移动规律、离子浓度大小比较、Ｋｓｐ的计算或利用Ｋｓｐ解释相关问题。专题十二　盐类水解和沉淀溶解平衡１　　　　对应学生用书起始页码Ｐ１３６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，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性（１）“有弱才水解，越弱越水解”。如酸性：ＨＣＮ＜ＣＨ３ＣＯＯＨ，则相同条件下碱性：ＮａＣＮ＞ＣＨ３ＣＯＯＮａ。（２）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如ＮａＨＳＯ４在水溶液中：ＮａＨＳＯ４􀪅􀪅Ｎａ＋＋Ｈ＋＋ＳＯ２－４。（３）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，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，溶液呈碱性。如ＮａＨＣＯ３溶液：ＨＣＯ－３􀜩􀜨􀜑Ｈ＋＋ＣＯ２－３（次要），ＨＣＯ－３＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑Ｈ２ＣＯ３＋ＯＨ－（主要）；②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。如ＮａＨＳＯ３溶液：ＨＳＯ－３􀜩􀜨􀜑Ｈ＋＋ＳＯ２－３（主要），ＨＳＯ－３＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑Ｈ２ＳＯ３＋ＯＨ－（次要）。（４）相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐。如ＣＯ２－３＞ＨＣＯ－３。　　３．影响盐类水解的因素（１）内因：酸或碱越弱，其对应的弱酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。（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。（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。（３）判断溶液中离子能否大量共存时，有时要考虑盐类水解，如Ａｌ３＋、Ｆｅ３＋与ＨＣＯ－３、ＣＯ２－３、ＡｌＯ－２等不能大量共存。（４）物质在参加反应时，有时要考虑盐类水解，如Ｍｇ加到ＮＨ４Ｃｌ溶液中，ＡｌＣｌ３与Ｎａ２Ｓ溶液混合等。（５）加热浓缩某些盐溶液时，要考虑水解，如浓缩ＦｅＣｌ３、ＡｌＣｌ３溶液，蒸干得氢氧化物，灼烧得金属氧化物。（６）保存Ｎａ２ＣＯ３等碱性盐溶液不能用磨口玻璃瓶，保存ＮＨ４Ｆ溶液不能用玻璃瓶。（７）保存某些盐溶液时，要考虑盐类水解，如ＦｅＣｌ３溶液中加少量盐酸来抑制Ｆｅ３＋的水解。（８）解释生活、生产中的一些化学现象，如：ａ．某些胶体的制备利用水解原理，如实验室制备Ｆｅ（ＯＨ）３胶体：Ｆｅ３＋＋３Ｈ２Ｏ△􀪅􀪅Ｆｅ（ＯＨ）３（胶体）＋３Ｈ＋。ｂ．泡沫灭火器的工作原理：Ａｌ３＋＋３ＨＣＯ－３􀪅􀪅Ａｌ（ＯＨ）３↓＋３ＣＯ２↑。ｃ．纯碱溶液越热，去污能力越强：ＣＯ２－３＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑ＨＣＯ－３＋ＯＨ－，加热ｃ（ＯＨ－）增大。（２０１８北京理综，１１，６分）测定０．１ｍｏｌ·Ｌ－１Ｎａ２ＳＯ３溶液先升温再降温过程中的ｐＨ，数据如下。时刻①②③④温度／℃２５３０４０２５ｐＨ９．６６９．５２９．３７９．２５　　实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的ＢａＣｌ２溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。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，是由于ＳＯ２－３浓度减小造成的Ｃ．①→③的过程中，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，考查了考生对表格数据的分析能力，体现了“证据推理与模型认知”学科核心素养。解析　①→③过程中Ｎａ２ＳＯ３不断转化为Ｎａ２ＳＯ４，ＳＯ２－３浓度逐渐减小，使水解平衡向逆反应方向移动，而升高温度使水解平衡向正反应方向移动，故Ｃ不正确。答案　Ｃ１．（２０１９山东德州期末，１２）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，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，酸性越强，由表中数据可知酸性：Ｈ２Ｂ＞ＨＡ＞ＨＢ－，故Ｂ２－、Ａ－、ＨＢ－对应的钠盐溶液的碱性依次减弱，Ａ项错误；ＨＡ的电离平衡常数为１．７×１０－６，则Ａ－的水解平衡常数为１×１０－１４１．７×１０－６，可知ＨＡ的电离平衡常数大于Ａ－的水解平衡常数，所以等浓度的ＨＡ溶液与ＮａＡ溶液等体积混合，ｃ（Ａ－）＞ｃ（Ｎａ＋），Ｂ项错误；酸性：Ｈ２Ｂ＞ＨＡ＞ＨＢ－，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－，Ｃ项错误；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－），Ｄ项正确。􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋􀪋２　　　　５年高考３年模拟Ｂ版（教师用书）２．（２０１８山东济南一模，１３）常温下，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、Ｋａ３，ｐＫ＝－ｌｇＫ）。下列叙述错误的是（　　）Ａ．ｐＫａ１＝２．１６Ｂ．溶液呈中性时，［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］，［Ｈ２ＰＯ－４］＝［Ｈ３ＰＯ４］时，Ｋａ１＝［Ｈ＋］＝１０－２．１６ｍｏｌ·Ｌ－１，ｐＫａ１＝２．１６，Ａ项正确；从图中可看出溶液呈中性时，［Ｈ２ＰＯ－４］＞［ＨＰＯ２－４］，Ｂ项正确；反应ＰＯ３－４＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑ＨＰＯ２－４＋ＯＨ－的Ｋ＝ＫＷＫａ３＝１０－１４／１０－１２．３２＝１０－１．６８，ｐＫ＝１．６８，Ｃ项正确；Ｎａ２ＨＰＯ４溶液中存在质子守恒：［ＯＨ－］＋［ＰＯ３－４］＝［Ｈ＋］＋［Ｈ２ＰＯ－４］＋２［Ｈ３ＰＯ４］，Ｄ项错误。３．（２０１８山东潍坊一模，１３）在ＮａＣＮ溶液中存在水解平衡：ＣＮ－＋Ｈ２Ｏ􀜩􀜨􀜑ＨＣＮ＋ＯＨ－，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］。２５℃时，向１ｍｏｌ·Ｌ－１的ＮａＣＮ溶液中不断加水稀释，ＮａＣＮ溶液浓度的对数值ｌｇｃ０与２ｐＯＨ［ｐＯＨ＝－ｌｇｃ（ＯＨ－）］的关系如下图所示，下列说法中错误的是（　　）Ａ．２５℃时，Ｋｈ（ＮａＣＮ）的值为１０－４．７Ｂ．升高温度，可使曲线上ａ点变到ｂ点Ｃ．２５℃，向ａ点对应的溶液中加入固体ＮａＣＮ，ＣＮ－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－），则ｃ２（ＯＨ－）＝１０－２ｐＯＨ。Ｋｈ（ＮａＣＮ）＝ｃ２（ＯＨ－）／ｃ０（ＮａＣＮ），由ａ点坐标可知，ｃ０（ＮａＣＮ）＝０．１ｍｏｌ·Ｌ－１，ｃ２（ＯＨ－）＝１０－５．７，代入表达式可得Ｋｈ（ＮａＣＮ）＝１０－４．７，Ａ项正确；升高温度，促进ＣＮ－的水解，ＯＨ－浓度增大，则２ｐＯＨ的值减小，Ｂ项错误；加入ＮａＣＮ固体，ＣＮ－浓度增大，水解平衡正向移动，但ＣＮ－水解的程度减小，Ｃ项正确；ｐＯＨ是ＯＨ－浓度的负对数，因ｃ点的ｐＯＨ小于ａ点，所以ｃ点ＯＨ－的浓度大于ａ点，Ｄ项正确。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）。（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，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。对于溶解平衡ＡｍＢｎ（ｓ）􀜩􀜨􀜑ｍＡｎ＋（ａｑ）＋ｎＢｍ－（ａｑ），Ｋｓｐ＝［ｃ（Ａｎ＋）］ｍ·［ｃ（Ｂｍ－）］ｎ。与其他平衡常数一样，Ｋｓｐ的大小只受温度的影响。②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）。当Ｑｃ＜Ｋｓｐ时，溶液不饱和，无沉淀析出；当Ｑｃ＝Ｋｓｐ时，沉淀与溶解处于平衡状态；当Ｑｃ＞Ｋｓｐ时，有沉淀析出，直至达到平衡。（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。②外因：ａ．浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ｋｓｐ不变。ｂ．温度：升温时，多数平衡向沉淀溶解的方向移动，少数平衡向沉淀生成的方向移动，如Ｃａ（ＯＨ）２的溶解平衡，升高温度，平衡向析出Ｃａ（ＯＨ）２的方向移动，即溶解度减小。ｃ．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，平衡逆向移动。ｄ．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，平衡向溶解方向移动。２．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，当Ｑｃ＞Ｋｓｐ时，就会生成沉淀。据此，加入沉淀剂析出沉淀，是分离、除杂常用的方法。如以Ｎａ２Ｓ、Ｈ２Ｓ等作沉淀剂，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，从而达到分离或除杂的目的。注意　　①利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先，要使生成沉淀的反应能够发生；其次，沉淀生成的反应进行得越完全越好。如要除去溶液中的Ｍｇ２＋，可使用ＮａＯＨ等使之转化为溶解度较小的Ｍｇ（ＯＨ）２。②不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于１×１０－５ｍｏｌ·Ｌ－１时，沉淀就达完全。由Ｋｓｐ的表达式可知，使除去的离子在溶液中残留的浓度尽可能小，需要加入过量的沉淀剂。②当Ｑｃ＜Ｋｓｐ时，沉淀就会溶解。常用的方法有：ａ．酸碱溶解法加入酸或碱与