高中化学选修4知识点分章总结及精练精析(8)

8、盐类水解的应用： 水解的应用 1、净水 2、去油污 实例 明矾净水 用热碱水冼油污物品 ①配制FeCl3溶液时常3、药品的保存 加入少量盐酸 ②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH 原理 Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+ --△ CO32-+H2O HCO3+OH Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+ CO32-+H2O HCO3-+OH- 由MgCl2·6H2O制无水若不然，则： 4、制备无水盐 MgCl2 在HCl气流中加MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O △ 热 5、泡沫灭火器 用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合 Mg(OH)2 MgO+H2O △ Al3+ + 3HCO3- = Al(OH)3↓ + 3CO2↑ 6、比较盐溶液中比较NH4Cl溶液中离子NH4+ + H2O NH3·H2O+H+ 离子浓度的大小 浓度的大小 c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)- 9、水解平衡常数 （Kh） 对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)

对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）

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

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 八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①电荷守恒：: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: （即原子个数守恒或质量守恒）

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：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。 九、难溶电解质的溶解平衡

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。

（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。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10-5mol/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+(aq）+ S2-(aq) 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：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。 （3）氧化还原沉淀法： （4）同离子效应法 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酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。 5、沉淀的转化：

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。

如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI（黄色） Ag2S（黑色） 6、溶度积（KSP） 1、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。 2、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq) KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n 3、影响因素：

外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

4、溶度积规则

QC（离子积） 〉 KSP 有沉淀析出 QC = KSP 平衡状态

QC 〈 KSP 未饱和，继续溶解 本章难点点拨：

难点一：弱电解质的电离，溶液中的离子浓度大小（定性、定量） 难在：

1、弱电解质溶液中离子浓度要根据电离平衡常数或电离度计算，不容易。 2、水的离子积的理解

3、酸碱溶液中H +、OH - 离子浓度较小时不能忽视水的电离。 4、c ( H+ )化pH 、 c ( OH- )化pOH 解决方向：

1、 (H + ) 、 c (OH - )→pH、pOH 思路的总结 (1)先将浓度取负对数,再整理 (2)先将浓度整理,再取负对数

(3)先将pH、pOH化为10-PH 、10-POH ,再整理。 难点六：难溶电解质的溶解平衡,难溶物的转化 难在:

1、离子积与溶度度积的相对大小判断沉淀是溶解还是生成 2、沉淀转化涉及多平衡计算与分析

处理方略：控制扩展与加深。本考点在历年高考中考察比重不大，但近两年的高考中对计算能力的要求提高，故不排除会在此处开发题型。对此难点的挖掘要注意尺度，不可太深。

习题训练

1.（2011江苏高考14）下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是 A.在0.1 mol·L1NaHCO3溶液中：c(Na)＞c(HCO3)＞c(CO32)＞c(H2CO3)

－

＋

－

－

B.在0.1 mol·L1Na2CO3溶液中：c(OH)－c(H)＝c(HCO3)＋2c(H2CO3)

－

－

＋

－

－

C.向0.2 mol·L1NaHCO3溶液中加入等体积0.1 mol·L1NaOH溶液：

－

－

c(CO32)＞ c(HCO3)＞ c(OH)＞c(H)

－

－

－

＋

D.常温下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液[pH＝7, c(Na)＝0.1 mol·L1]：

＋

－

c(Na)＝c(CH3COO)＞c(CH3COOH)＞c(H)＝c(OH)

解析：本题属于基本概念与理论的考查，落点在水解与电离平衡、物料守恒和电荷守恒、离子浓度大小比较。溶液中存在水解与电离两个过程的离子浓度大小比较似乎是考试热点内容，高三复习中要反复加强训练。

A.在0.1 mol·L1NaHCO3溶液中，HCO3在溶液中存在水解与电离两个过程，而溶液呈碱性，说明

－

－

＋－＋－

水解过程大于电离过程，c(H2CO3)＞c(CO32)

－

B.c(OH)－c(H)＝c(HCO3)＋2c(H2CO3)中把c(H)移项到等式另一边，即是质子守恒关系式。 C.向0.2 mol·L1NaHCO3溶液中加入等体积0.1 mol·L1NaOH溶液后，相当于0.05 mol·L

－

－

－1

－＋－－＋

的Na2CO3

溶液和NaHCO3溶液的混合液，由于Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度，因此正确的关系是：c(HCO3)＞c(CO32)＞ c(OH)＞c(H)。

－

－

－

＋

D.常温下，CH3COONa和CH3COOH混合溶液，包括CH3COO水解和CH3COOH电离两个过程，既然pH＝7, 根据电荷守恒式，不难得出c(Na)＝c(CH3COO) ＝0.1 mol· L1，c(H)＝c(OH-)＝1×107

＋

－

－

＋

－

－

mol·L1。水解是有限的，c(CH3COOH)＞c(CH3COO)。

－

－

2.（2011安徽高考12）室温下，将1.000mol·L

－1

盐酸滴入20.00mL 1.000mol·L

－1

氨水中，溶液pH

和温度随加入盐酸体积变化曲线如下图所示。下列有关说法正确的是

A. a点由水电离出的c(H)=1.0×10

＋

－14

mol/L

B. b点：c(NH4)＋c(NH3·H2O)=c(Cl) C.c点：c(Cl)= c(NH4)

D.d点后，溶液温度略下降的主要原因是NH3·H2O电离吸热 解析：氨水属于弱碱，因此在1.000mol·L

－

－1

－

＋

＋－

氨水中OH的浓度不会是1.000mol·L

－14

－－1

而是要小于

1.000mol·L1，由水得离子积常数可知溶液中H+浓度应大于1.0×10

mol/L，A不正确；由图像可知b

＋

点溶液显碱性，说明此时氨水有剩余，即溶液是由氨水和氯化铵组成的，因此有c(NH4)＋c(NH3·H2O)＞c(Cl)，B不正确；由图像可知c点溶液显中性，由电荷守衡可知c(H+）+c(NH4+）＝c(OH）+c(Cl)，所

－

－

－

以c(NH4+）＝c(Cl)，C正确；由图像可知d点后溶液中主要物质是NH4Cl，而NH4Cl要水解吸热，所以

－

温度会略有降低，D也不正确。

答案：C

3．（2011浙江高考13）海水中含有丰富的镁资源。某同学设计了从模拟海水中制备MgO的实验方案：

1.0 L模拟海水(25℃,pH=8.3)1.0 mL 1.0 mol/L NaOH溶液滤液M沉淀X加NaOH固体调至pH=11.0滤液N沉淀Y△过滤①Na 0.439

－

＋

过滤②Ca2

＋

MgO

模拟海水中的离 子浓度(mol/L)

Mg2

＋Cl― 0.560

? HCO30.050 0.011 0.001

注：溶液中某种离子的浓度小于1.0×105 mol/L，可认为该离子不存在； 实验过程中，假设溶液体积不变。

已知：Ksp(CaCO3)＝4.96×109；Ksp(MgCO3)＝6.82×106；

－

－

Ksp[Ca(OH)2]＝4.68×106；Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10

－

－12

。

下列说法正确的是 A．沉淀物X为CaCO3

B．滤液M中存在Mg2，不存在Ca2

＋

＋

C．滤液N中存在Mg2、Ca2

＋

＋

D．步骤②中若改为加入4.2 g NaOH固体，沉淀物Y为Ca(OH)2和Mg(OH)2的混合物

?解析：步骤①发生Ca2＋OH―＋HCO3＋

CaCO3↓＋H2O；步骤②：Ksp[Mg(OH)2]＝c(Mg2)×(103)2

＋

－

＋

－

－

＝5.6×10

－12

，c(Mg2)＝5.6×106。Q[Ca(OH)2]＝c(Ca2)×(103)2＝108＜Ksp，无Ca(OH)2析出。

＋

－

A．正确。生成0001 mol CaCO3。 B．错误。剩余c(Ca2)＝0.001 mol/L。

＋

C．错误。c(Mg2)＝5.6×106＜105，无剩余，

＋

－

－

D．错误。生成0.05 mol Mg(OH)2，余0.005 mol OH―，Q[Ca(OH)2]＝0.01×0.0052＝2.5×107＜Ksp，无

－

Ca(OH)2析出。

答案：A

【评析】本题考察方式很新颖，主要考察溶度积的计算和分析。解题时要能结合溶度积计算，分析推断沉淀是否产生，要求较高。

答案：BD

4.（2011福建高考10）常温下0.1mol·L

－1

醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液pH=(a＋1)的措施是

A．将溶液稀释到原体积的10倍 B．加入适量的醋酸钠固体 C．加入等体积0.2 mol·L

－1

盐酸 D．提高溶液的温度

H++CH3COO，故稀释10倍，pH增加不到一个单

－

解析：醋酸是弱酸，电离方程式是CH3COOH

位，A项错误；加入适量的醋酸钠固体，抑制醋酸的电离，使其pH增大，可以使其pH由a变成(a＋1)；B项正确；加入等体积0.2 mol·L

－1

盐酸，虽然抑制醋酸的电离，但增大了c（H），溶液的pH减少；C

＋

＋

项错误；提高溶液的温度，促进了醋酸的电离，c（H）增大，溶液的pH减少；D项错误。

此题涉及弱电解质的电离平衡移动，切入点都是比较常规的设问，但学生易错选。 答案：B

5.（2011广东非公开11）对于0.1mol?L-1 Na2SO3溶液，正确的是 A、升高温度，溶液的pH降低

B、c（Na）=2c（SO32）+ c（HSO3）+ c（H2SO3）

＋

―

―

C、c（Na）+c（H）=2 c（SO32）+ 2c（HSO3）+ c（OH）

＋

＋

―

―

―

D、加入少量NaOH固体，c（SO32）与c（Na）均增大

―

＋

解析：本题考察盐类水解及外界条件对水解平衡的影响和溶液中离子浓度大小判断。Na2SO3属于强碱弱酸盐，水解显碱性，方程式为SO32＋H2O

－

HSO3＋OH、HSO3＋H2O

－－－

H2SO3＋OH，因为水

―

－

解是吸热的，所以升高温度，有利于水解，碱性会增强，A不正确；加入少量NaOH固体，c（OH）增大，抑制水解，所以c（SO32）增大，D是正确的；由物料守恒知钠原子个数是硫原子的2倍，因此有c

―

（Na）=2c（SO32）+2 c（HSO3）+ 2c（H2SO3），所以B不正确，有电荷守恒知c（Na）+c（H）=2

＋

―

―

＋

＋

c（SO32）+ c（HSO3）+ c（OH），因此C也不正确。

―

―

―

答案：D

6.（2011山东高考14）室温下向10mL pH=3的醋酸溶液中加入水稀释后，下列说法正确的是 A.溶液中导电粒子的数目减少

c(CH3COO?)B.溶液中不变

c(CH3COOH)?c(OH?)

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