2023年高考考前20天备战化学冲刺系列专题7电离平衡与盐类水解doc高中化学.docx

专题7·电离平衡与盐类水解 【2023考纲解读】 盐的水解是高考的必考内容。电离平衡类试题在高考卷中出现的知识点有以下内容：强弱电解质的电离、pH与起始浓度的关系、有关混合溶液pH的计算、改变条件对弱电解质电离平衡离子浓度的影响、离子浓度的大小比较、中和滴定指示剂的选择、盐类水解、物料守恒、电荷守恒等。 【考点回忆】 考点一、强、弱电解质的判断方法 1．电离方面：不能全部电离，存在电离平衡，如 (1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3； (2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱； (3)相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者反响速率比后者快； (4)醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONH4，颜色变浅； (5)pH=1的CH3COOH与pH=13的NaOH等体积混合溶液呈酸性等。 2．水解方面 根据电解质越弱，对应离子水解能力越强 (1)CH3COONa水溶液的pH>7； (2)0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液pH比0.1 mol·L－1 NaCl溶液大。 3．稀释方面 如图：a、b分别为pH相等的NaOH溶液和氨水稀释曲线。c、d分别为pH相等的盐酸和醋酸稀释曲线。 请体会图中的两层含义： (1)加水稀释相同倍数后的pH大小：氨水>NaOH溶液，盐酸>醋酸。假设稀释10n倍，盐酸、NaOH溶液pH变化n个单位，而氨水与醋酸溶液pH变化不到，n个单位。 (2)稀释后的pH仍然相等，那么加水量的大小：氨水NaOH溶液，醋酸>盐酸。 4．利用较强酸(碱)制备较弱酸(碱)判断电解质强弱。如将醋酸参加碳酸钠溶液中，有气泡产生。说明酸性：CH3COOH>H2CO3。 5．利用元素周期律进行判断，如非金属性Cl>S>P>Si，那么酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3(最高价氧化物对应水化物)；金属性：Na>Mg>Al，那么碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。 考点二、强酸与弱酸(或强碱与弱碱)的比较 等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的盐酸(a)与醋酸(b) pH或物质 的量浓度 pH：a<b 物质的量浓度：a<b 溶液导电性 a>b a=b 水的电离程度 a<b a=b c(Cl－)与c(CH3COO－)大小 c(Cl－)> c(CH3COO－) c(Cl－)= c(CH3COO－) 等体积溶液中和NaOH的量 a=b a<b 分别加该酸的钠盐固体后pH 盐酸：不变 醋酸：变大 盐酸：不变 醋酸：变大 考点三、酸碱稀释时pH的变化 1．强酸、强碱的稀释 在稀释时，当它们的浓度大于10－5mol·L－1时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10－5mol·L－1时，应考虑水的电离。 例如：(1)pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能大于7)； (2)pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能小于7)； (3)pH=3的HCl溶液稀释100倍，混合液pH=5； (4)pH=10的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH=8。 2．弱酸、弱碱的稀释 在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。 例如：(1)pH=3的CH3COOH溶液，稀释100倍，稀释后3<pH<5； (2)pH=10的NH3·H2O溶液，稀释100倍，稀释后8<pH<10； (3)pH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3<pH≤5； (4)pH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤pH<10。 3．对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋(或OH－)数(除水电离的以外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，电离程度增大，H＋(或OH－)数会增多。 4．对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。 考点四、溶液pH的计算 1．总体原那么 (1)假设溶液为酸性，先求c(H＋)，再求pH； (2)假设溶液为碱性，先求c(OH－)，再由c(H＋)=求c(H＋)，最后求pH。 2．具体情况(室温下) (1)酸、碱溶液pH的计算 ①强酸溶液，如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)=ncmo·L－1，pH=－lgc(H＋)＝－lg(nc)。 ②强碱溶液，如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)= mol ·L－1，pH＝lgc(H＋)＝14+lg(nc)。 ③一元弱酸溶液，设浓度为c mol·L－1，那么有：c(H＋)<c mol·L－1，－lgc<pH<7。 ④一元弱碱溶液，那么为c(OH－)<c mol·L－1，c(H＋)> mol·L－1，7<pH<14+lgc。 (2)酸、碱混合pH计算 ①两强酸混合：c混(H＋)＝ ②两强碱混合：c混(OH－)＝ ③强酸、强碱混合(一者过量)： ④强酸、强碱的pH之和与H＋和OH－浓度比较 pH(酸)+pH(碱)=14，c酸(H＋)=碱(OH－) pH(酸)+pH(碱)<14，c酸(H＋)>c碱(OH－) pH(酸)+pH(碱)>14，c酸(H＋)<c碱(OH－) 推导：pH(酸)+pH(碱)＝－lg{c酸(H＋)·}＝14－lg。 考点五、盐类水解的规律及影响因素 1．盐类水解的规律 规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁虽显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 水解离子 溶液的酸碱性 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 无 中性 强酸弱碱盐 NH4Cl、CuSO4、FeCl3 NH、Cu2+、Fe3+ 酸性 强碱弱酸盐[ ] Na2S、Na2CO3、NaHCO3 S2－、CO、HCO 碱性 弱酸弱碱盐 (NH4)2CO3、CH3COONH4 NH、CO、CH3COO－ 由酸碱的相对强弱决定 2．影响盐类水解的因素 (1)内因 盐本身的性质是决定盐水解程度大小的最主要因素，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。 (2)外因 ①温度：盐的水解是吸热反响，因此升高温度，水解程度增大。 ②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。 ③外加酸碱：促进或抑制盐的水解。例如：CH3COONa溶液中加强酸，盐的水解程度增大，加强碱，盐的水解程度减小。 ④外加盐 a．参加水解后酸碱性相反的盐，盐的水解互相促进；参加水解后酸碱性相同的盐，盐的水解互相抑制。 b．参加不参加水解的固态盐，对水解平衡无影响；参加不参加水解的盐溶液，相当于对原盐溶液稀释，盐的水解程度增大。 外界条件对反响Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+(正反响为吸热反响)的影响如下： 条件 移动方向 H+数 ] pH Fe3+水解程度 现象 升高温度 向右 增加 降低 增大 颜色变深(黄 红褐) 通HCl 向左 增加 降低 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增加 升高 增大 颜色变浅 加镁粉 向右 减小 升高 增大 红褐色沉淀，无色气体。 加NaHCO3 向右 减小 升高 增大 红褐色沉淀，无色气体 考点六、水解方程式书写的本卷须知 1．在书写盐类水解的离子方程式时一般不标"↑ "或"↓"，也不把生成物(如NH3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。 2．盐类水解一般是可逆反响，书写时一般不写"==="，而要写""。 3．多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。例如：Na2CO3水解：CO+H2OHCO+OH－。 4．多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。例如：FeCl3水解：Fe3＋+3H2OFe(OH)3+3H＋。 5．能彻底水解的离子组，由于水解程度较大，书写时要用" ==="、"↑"、"↓"等，如NaHCO3溶液与AlCl3溶液混合：Al3＋+3HCO===Al(OH)3↓+3CO2↑。 考点七、溶液中微粒浓度的大小比较 1．几个依据 (1)电离理论 发生电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度，如H2CO3溶液中： c(H2CO3)>c(HCO)c(CO)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离) (2)水解理论 发生水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度，如Na2CO3溶液中： c(CO)>c(HCO)c(H2CO3)(多元弱酸酸根离子的水解以第一步为主) (3) 电解质溶液中的守恒关系 守恒关系 定义 实例 电荷守恒 电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等 例如在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)＝c(OH－)+c(HCO3－)+2c(CO32－) 物料守恒 实质也就是原子守恒，即原子在变化过程(水解、电离)中数目不变 例如在Na2CO3溶液中：1/2c(Na+)=c(CO32－)+c(HCO3－)+c(H2CO3) 质子守恒 即在纯水中参加电解质，最后溶液中由水电离出的H+与OH－离子守恒(可由电荷守恒及物料守恒推出) 例如在Na2CO3溶液中：c(OH－)=c(HCO3－)+2c(H2CO3)+c(H+) 2．几种题型 (1)多元弱酸溶液中，根据弱酸的分步电离进行分析，如在H3PO4溶液中： c(H＋)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。 (2)多元弱酸的正盐溶液中，按弱酸根离子的分步水解进行分析：如在Na2CO3溶液中： c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)。 (3)不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其他离子对该离子的影响，如在同物质的量浓度的以下溶液中：NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4，c(NH)由大到小的顺亭为：③>①>②。 (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。如在0.1 mol·L－1 NHCl溶液和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为：c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 考点八、盐类水解的应用 1．判断盐溶液的酸碱性 (1)强酸弱碱盐水解，pH小于7，如NH4Cl、CuSO4、FeCl3、Zn(NO3)2等。 (2)强碱弱酸盐水解，pH大于7，如CH3COONa、K2CO3、NaHCO3、Na2S等。 (3)强酸强碱盐不水解，溶液呈中性，如NaCl、K2SO4等。 (4)弱酸酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。 2．判断盐溶液中离子种类及其浓度大小顺序 如Na2S溶液中，Na2S===2Na＋+S2－ S2－+H2OHS－+OH－ HS－+H2OH2S+OH－ H2OH＋+OH－ 所以溶液中存在的微粒有：Na＋、S2－、HS－、H2S、H＋、OH－、H2O，且c(Na＋)>2c(S2－)，c(OH－)>c(H＋)。 3．无水盐制备 (1)制备挥发性强酸弱碱盐，如FeCl3，从溶液中得晶体时，必须在HCl气氛下失去结晶水，否那么易得Fe(O