2019年領(lǐng)軍高考化學(xué) 清除易錯點 專題15 鹽的水解、難溶電解質(zhì)的溶解平衡知識點講解.doc

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易錯點15 鹽的水解、難溶電解質(zhì)的溶解平衡 瞄準高考 1．（2018北京）測定0.1 molL-1 Na2SO3溶液先升溫再降溫過程中的pH，數(shù)據(jù)如下。 時刻 ① ② ③ ④ 溫度/℃ 25 30 40 25 pH 9.66 9.52 9.37 9.25 實驗過程中，?、佗軙r刻的溶液，加入鹽酸酸化的BaCl2溶液做對比實驗，④產(chǎn)生白色沉淀多。 下列說法不正確的是 A. Na2SO3溶液中存在水解平衡：+H2O+OH? B. ④的pH與①不同，是由于濃度減小造成的 C. ①→③的過程中，溫度和濃度對水解平衡移動方向的影響一致 D. ①與④的Kw值相等 【答案】C 2．（2018天津）LiH2PO4是制備電池的重要原料。室溫下，LiH2PO4溶液的pH隨c初始（H2PO4–）的變化如圖1所示，H3PO4溶液中H2PO4–的分布分數(shù)δ隨pH的變化如圖2所示，[]下列有關(guān)LiH2PO4溶液的敘述正確的是 A. 溶液中存在3個平衡 B. 含P元素的粒子有H2PO4–、HPO42–、PO43– C. 隨c初始（H2PO4–）增大，溶液的pH明顯變小 D. 用濃度大于1 molL-1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，當pH達到4.66時，H3PO4幾乎全部轉(zhuǎn)化為LiH2PO4 【答案】D 3．（2018課標Ⅲ）用0.100 molL-1 AgNO3滴定50.0 mL 0.0500 molL-1 Cl-溶液的滴定曲線如圖所示。下列有關(guān)描述錯誤的是 A. 根據(jù)曲線數(shù)據(jù)計算可知Ksp(AgCl)的數(shù)量級為10-10 B. 曲線上各點的溶液滿足關(guān)系式c(Ag+)c(Cl-)=Ksp(AgCl) C. 相同實驗條件下，若改為0.0400 molL-1 Cl-，反應(yīng)終點c移到a D. 相同實驗條件下，若改為0.0500 molL-1 Br-，反應(yīng)終點c向b方向移動 【答案】C 4．（2018江蘇）H2C2O4為二元弱酸，Ka1 (H2C2O4 ) =5.410?2，Ka2 (H2C2O4 ) =5.410?5，設(shè)H2C2O4溶液中c(總)=c(H2C2O4) +c(HC2O4?) +c(C2O42?)。室溫下用NaOH溶液滴定25.00 mL 0.1000 molL?1H2C2O4溶液至終點。滴定過程得到的下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是 A. 0.1000 molL?1 H2C2O4溶液：c(H+ ) =0.1000 molL?1+c(C2O42? )+c(OH?)?c(H2C2O4 ) B. c(Na+ ) =c(總)的溶液：c(Na+ ) >c(H2C2O4 ) >c(C2O42? ) >c(H+ ) C. pH = 7的溶液：c(Na+ ) =0.1000 molL?1+ c(C2O42?) ?c(H2C2O4) D. c(Na+ ) =2c(總)的溶液：c(OH?) ?c(H+) = 2c(H2C2O4) +c(HC2O4?) 【答案】AD 【解析】分析：A項，H2C2O4溶液中的電荷守恒為c（H+）=c（HC2O4-）+2c（C2O42-）+c（OH-），0.1000 molL?1H2C2O4溶液中0.1000mol/L=c（H2C2O4） + c（HC2O4-）+ c（C2O42-），兩式整理得c（H+）=0.1000mol/L-c（H2C2O4）+c（C2O42-）+c（OH-）；B項，c（Na+）=c（總）時溶液中溶質(zhì)為NaHC2O4，HC2O4-既存在電離平衡又存在水解平衡，HC2O4-水解的離子方程式為HC2O4-+H2OH2C2O4+OH-，HC2O4-水解常數(shù)Kh=====1.8510-13Ka2（H2C2O4），HC2O4-的電離程度大于水解程度，則c（C2O42-）c（H2C2O4）；C項，滴入NaOH溶液后，溶液中的電荷守恒為c（Na+）+c（H+）=c（HC2O4-）+2c（C2O42-）+c（OH-），室溫pH=7即c（H+）=c（OH-），5．（2017課標Ⅰ）常溫下將NaOH溶液添加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是 A．Ka2（H2X）的數(shù)量級為10-6 B．曲線N表示pH與的變化關(guān)系 C．NaHX溶液中c(H＋)＞c(OH－) D．當混合溶液呈中性時，c(Na＋)＞c(HX-)＞c(X2-)＞c(H+)=c(OH-) 【答案】D 6．（（2017天津）以下實驗設(shè)計能達到實驗?zāi)康氖? 實驗?zāi)康? 實驗設(shè)計 A． 除去NaHCO3固體中的Na2CO3 將固體加熱至恒重 B． 制備無水AlCl3 蒸發(fā)Al與稀鹽酸反應(yīng)后的溶液 C． 重結(jié)晶提純苯甲酸 將粗品水溶、過濾、蒸發(fā)、結(jié)晶 D． 鑒別NaBr和KI溶液 分別加新制氯水后，用CCl4萃取 A．A B．B C．C D．D 【答案】D 【解析】A．碳酸氫鈉加熱分解生成碳酸鈉，加熱將原物質(zhì)除去，不能除雜，故A錯誤； B．蒸發(fā)時促進氯化鋁水解，生成的鹽酸易揮發(fā)，則應(yīng)在HCl氣流中蒸發(fā)結(jié)晶，故B錯誤； C．苯甲酸在水中的溶解度不大，應(yīng)趁熱過濾后，選擇重結(jié)晶法分離提純，故C錯誤； D．氯氣與NaBr、NaI反應(yīng)分別生成溴、碘，在四氯化碳中的顏色不同，則分別加新制氯水后，用CCl4萃取后觀察顏色可鑒別，故D正確。 7．（2017江蘇）常溫下，Ka(HCOOH) =1.7710—4，Ka(CH3COOH) =1.7510—5，Kb(NH3?H2O) =1.7610—5，下列說法正確的是 A．濃度均為0.1 mol?L﹣1的 HCOONa和NH4Cl 溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度之和：前者大于后者 B．用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點，消耗NaOH溶液的體積相等 C．0.2 mol?L—1 HCOOH 與 0.1 mol?L—1 NaOH 等體積混合后的溶液中： C(HCOO—) +c(OH—) =c(HCOOH) +c(H+) D．0.2 mol?L﹣1 CH3COONa 與 0.1 mol?L﹣1鹽酸等體積混合后的溶液中(pH＜7)： c(CH3COO—)＞c(Cl—)＞c(CH3COOH)＞c(H+) 【答案】AD 鎖定考點 一．鹽類的水解 1. 鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生出來的H＋或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解． 鹽類的水解反應(yīng)與中和反應(yīng)互為可逆過程：鹽 + 水酸 + 堿 － 熱量 2. 鹽類水解的實質(zhì)：鹽溶于水時電離產(chǎn)生的弱堿陽離子(如NH4＋、A13＋、Fe3＋等)或者弱酸陰離子(如CH3COO－、CO32－、S2－等)與水電離產(chǎn)生的OH－或H＋結(jié)合生成了難電離的弱堿、弱酸(弱電解質(zhì))，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產(chǎn)生的c(H＋)與c(OH－)的大小發(fā)生變化． ⑴　判斷某鹽是否水解的簡易口訣：不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解． ⑵　判斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣： 有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解，誰強顯誰性，同強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸與K堿的大小)。 3. 鹽類水解離子方程式的書寫方法 書寫原則：方程式左邊的水寫化學(xué)式“H2O”，中間符號用“”，右邊不寫“↓”、“↑”符號．整個方程式中電荷、質(zhì)量要守恒． ⑴ 強酸弱堿鹽 弱堿陽離子：Mn＋ + nH2OM(OH)n + nH＋ 如CuSO4水解的離子方程式為： Cu2＋ + 2H2OCu(OH)2 + 2H＋，溶液中離子濃度大小的順序為：c(SO42－)＞c(Cu2＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 ⑵　弱酸強堿鹽 a．一元弱酸對應(yīng)的鹽．如CH3COONa水解離子方程式為： CH3COO－ + H2OCH3COOH + OH－， 溶液中離子濃度大小的順序為：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 根據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：c(Na＋) + c(H＋) ＝ c(CH3COO－) + c(OH－) b．多元弱酸對應(yīng)的鹽．多元弱酸對應(yīng)的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分幾步水解，且每步水解只與1個H2O分子結(jié)合，生成1個OH－離子．多元弱酸鹽的水解程度是逐漸減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解決定。 例如K2CO3的水解是分兩步進行的 第一步：CO32－ + H2OHCO3－ + OH－；第二步：HCO3－ +H2OH2CO3 + OH－ 水解程度：第一步＞第二步．所以K2CO3溶液中各微粒濃度大小的順序為：c(K＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)＞c(H＋)，根據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中電荷守恒”可知：c(K＋) + c(H＋) ＝2c(CO32－) + c(OH－) + c(HCO3－) ⑶　弱酸弱堿鹽 如CH3COONH4水解的離子方程式為：CH3COO－ + NH4＋ + H2OCH3COOH + NH3H2O， 因為K(CH3COOH)＝K(NH3H2O)＝1.810－5，所以CH3COONH4溶液呈中性。 二. 各種類型的鹽的水解情況比較 鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 弱酸強堿鹽 弱酸弱堿鹽 水解情況 不水解 水解 水解 水解 參與水 解的離子 弱堿陽離子 弱酸陰離子 弱酸陰離子和弱堿陽離子 溶液的酸堿性 正鹽顯中性；酸式鹽因電離產(chǎn)生H’而顯酸性 酸性 弱堿陽離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合而使得c(H＋)＞ c(OH－) 堿性 [弱酸陰離子與H2O電離產(chǎn)生的OH-結(jié)合而使得c(H＋)＜c(OH－)] 依組成鹽對應(yīng)的酸、堿的電離常數(shù)尺的相對大小而定K酸＞K堿：溶液呈酸性K酸＜K堿：溶液呈堿性 實 例 正 鹽：KCl、 Na2SO4、等酸式鹽：NaHSO4等 CuCl2、NH4C1、FeCl3、A12(SO4)3 CH3COONa、 NaClO、NaF、K2S、 K2CO3 CH3COONH4、NH4F、(NH4)2CO3 說 明 ① 鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒數(shù)、易揮發(fā)性物質(zhì)的微粒數(shù)都很少，沒有沉淀、氣體產(chǎn)生，因此不能用“↑”、“↓”符號表示② 發(fā)生水解的鹽都是使水的電離平衡正向移動而促進水的電離(而酸或堿則總是抑制水的電離) 三. 影響鹽類水解的因素 內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì) 外因：⑴　溫度：鹽的水解是吸熱反應(yīng)，因此升高溫度，水解程度增大。 ⑵　濃度：稀釋鹽溶液，可以促進水解，鹽的濃度越小，水解程度越大。 ⑶　外加酸堿：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。 以FeCl3和CH3COONa為例 a． Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ 條 件 移動方向 H+數(shù) pH Fe3+水解率 現(xiàn)象 升高溫度 向右 增 降 增大 顏色變深(黃變紅棕) 通HCl 向左 增 降 減小 顏色變淺 加H2O 向右 增 升 增大 顏色變淺 加Mg粉 向右 減 升 增大 紅褐色沉淀，無色氣體 加NaHCO3 向右 減 升 增大 紅褐色沉淀，無色氣體 加少量NaF 向右 減 升 增大 顏色變深 加少量NaOH 向右 減 升 增大 紅褐色沉淀 b．CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- c(CH3COO-) c(CH3COOH) c(OH-) c(H+) pH 水解程度 升 溫 降低 升高 升高 降低 升高 升高 加 水 降低 升高 降低 升高 降低 升高 加醋酸 升高 降低 降低 升高 降低 降低 加醋酸鈉 升高 升高 升高 降低 升高 降低 加HCl 降低 升高 降低 升高 降低 升高 加NaOH 升高 降低 升高 降低 升高 降低 【拓展提升】 電離平衡和水解平衡的比較 電 離 平 衡 水 解 平 衡 實 例 H2S水溶液（0.1mol/L） Na2S水溶液（0.1mol/L） 研 究 對 象 弱電解質(zhì)（弱酸、弱堿、水） 強電解質(zhì)（弱酸鹽、弱堿鹽） 實 質(zhì) 弱酸H+ + 弱酸根離子 弱堿OH— + 弱堿陽子 H2O + H2OH3O+ + OH— 離子化速率 = 分子化速率 弱酸根陰離子+H2O弱酸 + OH— 弱堿陽離子+H2O弱堿 + H+ 水解速率 = 中和速率 程 度 酸或堿越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大于二級電離，大于三級電離…… “越弱越水解”，多元弱酸根一級水解遠遠大于二級水解，大于三級水解…… 一般中和程度遠遠大于水解程度 雙水解程度較大，甚至很徹底。 能量變化 吸熱（極少數(shù)例外） 吸熱 表達式 電離方程式：①用 “ ” ②多元弱酸分步電離 H2SH+ + HS— HS—H+ + S2— 水解反應(yīng)離子方程式①用“” ②多元弱酸根分步水解 ③除了雙水解反應(yīng)，產(chǎn)物不寫分解產(chǎn)物，不標↑或↓ S2—+H2OHS—+OH—（主要） HS—+H2OH2S+OH—（次要） 微 粒 濃 度 大 小 比 較 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+) 電 荷 守恒式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) 物 料 守恒式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2 影 響 因 素 溫 度 升溫促進電離（極少數(shù)例外） 升溫促進水解 濃 度 稀 釋 促進電離，但濃度減小，酸性減弱 促進水解，但濃度減小，堿性減弱 通H2S 電離平衡向右移動，酸性增強，但 電離程度減小，電離常數(shù)不變。 S2—+H2OHS—+ OH— H2S + OH—HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并為：H2S + S2—2HS— 加Na2S H2SH+ + HS— S2—+ H+HS—促使上述平衡右移，合并為：H2S + S2—2HS— 水解平衡向右移動，堿性增強，但水解程度減小。 四．離子濃度大小比較 一. 電離平衡理論和水解平衡理論 1. 電離理論 ⑴ 弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離消耗的 電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時注意考慮水的電離的存在。 ⑵ 多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主；例如H2S溶液中微粒濃度大小關(guān)系。 2. 水解理論 ⑴ 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子因水解而損耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。 ⑵ 弱酸的陰離子和弱堿的陽離子的水解是微量的（雙水解除外），因此水解生成的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或堿性溶液中的c(OH-)）總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度； ⑶ 多元弱酸的酸根離子的水解是分步進行的，主要以第一步水解為主。 【分析】由于在NH3H2O溶液中存在下列電離平衡：NH3H2ONH4++OH-，H2OH++OH-，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(NH3H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。 【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2S HS-+H+，HS- S2-+H+，H2OH++OH-，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(H2S )＞c(H+)＞c(HS-)＞c(OH-)。 例如（NH4）2SO4溶液中微粒濃度關(guān)系： c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3H2O)＞c(OH-)。 例如: Na2CO3溶液中水解平衡為：CO32-+H2OHCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH- 所以溶液中部分微粒濃度的關(guān)系為： c(CO32-)＞c(HCO3-)。 二. 電荷守恒和物料守恒 1．電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。 2．物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。 3．導(dǎo)出式——質(zhì)子守恒： 如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-)推出：c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3-)＋2c(CO32-)＋c(OH-) 如NaHCO3溶液中n(Na+)：n(c)＝1：1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) 如碳酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將Na+離子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。 如醋酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將鈉離子消掉可：c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)。 五．難溶電解質(zhì)的溶解平衡 1．溶解度和溶解性：難溶電解質(zhì)和易溶電解質(zhì)之間并無嚴格的界限，溶解度小于0.01g的稱為難溶電解質(zhì)，離子相互反應(yīng)生成難溶電解質(zhì)，可以認為是完全反應(yīng)。 在20℃時電解質(zhì)的溶解性與溶解度的關(guān)系如下： 溶解性 易溶 可溶 微溶 難溶 溶解度 >10g 1-10g 1-0.1g <0.01g 2．根據(jù)對溶解度及反應(yīng)限度、化學(xué)平衡原理的認識，說明生成沉淀的離子反應(yīng)是否真正能進行到底？ AgCl在溶液中存在兩個過程，一方面，在水分子作用下，少量Cl-、Ag＋脫離AgCl表面溶入水中；另一方面，溶液中的Cl-、Ag＋受AgCl表面陰、陽離子的靜電作用，回到AgCl的表面析出晶體。一定溫度下，AgCl飽和溶液建立下列動態(tài)平衡的反應(yīng)式：AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq），沉淀、溶解之間由于動態(tài)平衡的存住，決定了沉淀反應(yīng)不能完全進行到底。 3．溶解平衡的特征： 逆：溶解平衡是 一個 可逆過程。 等：溶解速率和沉淀速率相等。 動：溶解速率和沉淀速率相等，但不為0。 定：平衡狀態(tài)時，溶液中各種離子的濃度保持一定。 變：當外界條件改變，溶解平衡發(fā)生移動。 【名師點撥】難溶強電解質(zhì)的電離方程式用“=”，如：AgCl 溶解平衡：AgCl（s） Cl-（aq）＋Ag＋（aq）；電離平衡：AgCl＝Cl- ＋Ag＋ 4. 影響平衡的因素： 影 響 因 素 沉淀溶解平衡 電 離 平 衡 內(nèi) 因 電 解 質(zhì) 本 身 的 性 質(zhì) 外 因 溫 度 溫度升高，多數(shù)溶解平衡向溶解的方向移動 溫度升高正向移動 稀 釋 向溶解的方向移動 正向移動 同離子效應(yīng) 加入相同離子，向生成沉淀的方向移動 逆向移動 六. 溶度積（Ksp） 1. 概念：一定溫度下，難溶電解質(zhì)在飽和溶液中各離子濃度冪的乘積是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱為該難溶電解質(zhì)的溶度積，用符號Ksp表示。 2. 表達式：對于沉淀溶解平衡：MmAn（s）mMn+(aq)+nAm-(aq)， 溶度積常數(shù)：Ksp = c（Mn+）mc（Am-）n 3. 溶度積規(guī)則：比較Ksp與溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積（離子積Qc）判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。 Qc＞Ksp時，生成沉淀； Qc＝Ksp時，達到溶解平衡； Qc＜Ksp時，沉淀溶解。 4. 影響溶度積的因素： Ksp 只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，而與沉淀的量無關(guān)，并且溶液中的離子濃度的變化能使平衡移動，并不改變Ksp 。 5. 溶度積的物理意義： Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。當化學(xué)式所表示的組成中陰、陽離子個數(shù)比相同時，Ksp數(shù)值越大則難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力越強。但對化學(xué)式所表示的組成中陰、陽離子個數(shù)比不相同的電解質(zhì)，則不能直接由它們的溶度積來比較溶解能力的大小，必須通過具體計算確定。 6. 難溶電解質(zhì)的溶度積以及溶解能力的比較 沉淀溶解平衡 Ksp（18～25℃） 溶解能力比較 AgCl（s）Cl-（aq）＋Ag＋（aq） 1.810-10mol2. L-2 AgCl> AgBr > AgI AgBr（s）Br-（aq）＋Ag＋（aq） 5.010-13mol2.L-2 AgI（s）I-（aq）＋Ag＋（aq） 8.310-17mol2.L-2 Mg(OH)2（s）Mg 2+（aq）＋2OH-（aq） 1.810-11mol3.L-3 Mg(OH)2 > Cu(OH)2 Cu(OH)2（s） Cu 2+（aq）＋2OH-（aq） 2.210-20mol3.L-3 【拓展提升】 一. 沉淀的生成 1．沉淀生成的應(yīng)用 在涉及無機制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中，常利用沉淀溶解來達到分離或除去某些離子的目的。 2．沉淀的方法 (1) 調(diào)節(jié)pH法：如工業(yè)原料氯化銨中含雜質(zhì)氯化鐵，使其溶解于水，再加入氨水調(diào)節(jié)pH至7～8，可使Fe3＋轉(zhuǎn)變?yōu)镕e(OH)3沉淀而除去。反應(yīng)如下：Fe3＋＋3NH3H2O===Fe(OH)3↓＋3NH。 (2) 加沉淀劑法：如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子，如Cu2＋、Hg2＋等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀，也是分離、除去雜質(zhì)常用的方法。反應(yīng)如下： Cu2＋＋S2－===CuS↓ Cu2＋＋H2S===CuS↓ + 2H+ Hg2＋＋S2－===HgS↓ Hg2＋＋H2S===HgS↓+ 2H+ 二. 沉淀的轉(zhuǎn)化 1．實驗探究 (1) Ag＋的沉淀物的轉(zhuǎn)化 實驗步驟 實驗現(xiàn)象 有白色沉淀生成 白色沉淀變?yōu)辄S色 黃色沉淀變?yōu)楹谏? 化學(xué)方程式 AgNO3＋NaCl===AgCl↓＋ NaNO3 AgCl＋KI===AgI＋KCl 2AgI＋Na2S===Ag2S＋2NaI 實驗結(jié)論 溶解度小的沉淀可以轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀 (2) Mg(OH)2與Fe(OH)3的轉(zhuǎn)化 實驗步驟 實驗現(xiàn)象 產(chǎn)生白色沉淀 產(chǎn)生紅褐色沉淀 化學(xué)方程式 MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl 3Mg(OH)2＋2FeCl3===2Fe(OH)3＋3MgCl2 實驗結(jié)論 Fe(OH)3比Mg(OH)2溶解度小 2. 沉淀轉(zhuǎn)化的方法 對于一些用酸或其他方法也不能溶解的沉淀，可以先將其轉(zhuǎn)化為另一種用酸或其他方法能溶解沉淀。 3．沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì) 沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)就是沉淀溶解平衡的移動。一般說來，溶解度大的沉淀轉(zhuǎn)化成溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)。 兩種沉淀的溶解度差別越大，沉淀轉(zhuǎn)化越容易。 4．沉淀轉(zhuǎn)化的應(yīng)用 沉淀的轉(zhuǎn)化在科研和生產(chǎn)中具有重要的應(yīng)用價值。 (1) 鍋爐除水垢 水垢[CaSO4(s)CaCO3Ca2＋(aq)] 其反應(yīng)方程式是CaSO4＋Na2CO3 CaCO3＋Na2SO4，CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 (2) 對一些自然現(xiàn)象的解釋 在自然界也發(fā)生著溶解度小的礦物轉(zhuǎn)化為溶解度更小的礦物的現(xiàn)象。例如，各種原生銅的硫化物經(jīng)氧化、淋濾作用后可變成CuSO4溶液，并向深部滲透，遇到深層的閃鋅礦(ZnS)和方鉛礦(PbS)時，便慢慢地使之轉(zhuǎn)變?yōu)殂~藍(CuS)。其反應(yīng)如下：CuSO4＋ZnS===CuS↓ + ZnSO4 、CuSO4＋PbS===CuS↓ + PbSO4。 小題快練 1．下列有關(guān)說法正確的是 A． 在Na2S溶液中加入少量的Na2S固體，Na2S的水解程度減小 B． Fe3O4(s)+4CO(g)＝3Fe(s)+4CO2(g)室溫下不能自發(fā)進行，說明該反應(yīng)的ΔH＞0 C． 用堿式滴定管量取20.00mL酸性高錳酸鉀溶液 D． 室溫下，pH分別為2和4的鹽酸等體積混合后，溶液pH＝3 【答案】A 2．10℃時加熱NaHCO3溶液，測得溶液pH發(fā)生如下變化： 溫度（℃） 10 20 30 加熱煮沸后冷卻到50℃ pH 8.3 8.4 8.5 8.8 下列判斷正確的是 A． 50℃時，c(OH—)＝110—5.2mol/L B． 30℃時，c(Na+)＝c(HCO3—) +2c(CO32—) C． 升高溫度，c(Na+)/c(HCO3—)增大 D． 將NaHCO3溶液蒸干，得到NaOH固體 【答案】C 【解析】A. 50℃時，碳酸氫鈉溶液的pH為8.8，說明溶液中氫離子濃度為10-8.8mol/L，但因為水的離子積常數(shù)不能確定，所以不能計算氫氧根離子濃度，故錯誤；B.溶液中的物料守恒，c(Na+)＝c(HCO3—) +c(CO32—) + c(H2CO3)，溶液中碳酸氫根子水解生成碳酸，電離生成碳酸根離子，因為溶液顯堿性，說明水解程度大于電離程度，即碳酸分子濃度大于碳酸根離子濃度，故c(Na+)＝c(HCO3—) +2c(CO32—)錯誤；C. 升高溫度，碳酸氫根離子水解程度增大，碳酸氫根離子濃度減小，所以c(Na+)/c(HCO3—)增大，故正確；D. 將NaHCO3溶液蒸干，碳酸氫鈉受熱分解生成碳酸鈉和水和二氧化碳，不能得到NaOH固體，故錯誤。 3．用NaHCO3溶液處理NaAlO2溶液(由Al2O3過量NaOH溶液反應(yīng)制得)，測得溶液pH和Al(OH)3生成的量隨加入NaHCO3溶液體積的變化情況如圖所示。下列說法正確的是（ ） A． Al(OH)3的生成是因為NaHCO3促進了NaAlO2的水解 B． b點和c點溶液所含微粒種類不同 C． NaHCO3溶液的物質(zhì)的量濃度為1.0molL-1 D． d點時：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3) 【答案】C 4．苯甲酸鈉(，縮寫為NaA)可用作飲料的防腐劑。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力顯著高于A－。已知25 ℃時，HA的Ka＝6.2510－5，H2CO3的Ka1＝4.1710－7，Ka2＝4.9010－11。在生產(chǎn)碳酸飲料的過程中，除了添加NaA外，還需加壓充入CO2氣體。下列說法不正確的是(溫度為25 ℃，不考慮飲料中其他成分)( ) A． 由于碳酸的酸性弱于HA，充入CO2不能生成HA，因此充入CO2并不能增強抑菌能力 B． pH相同的NaA和NaHCO3溶液，導(dǎo)電能力前者強于后者 C． 當pH為5.0時，飲料中＝0.16 D． 碳酸飲料中各種粒子的濃度關(guān)系為：c(H＋) ＋c(Na＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)+c(A－) 【答案】A 5．下列關(guān)于物質(zhì)的分類或變化說法正確的是 A． Na2CO3、BaCl2是常見的強電解質(zhì)，且溶于水時均會破壞水的電離平衡 B． NO2經(jīng)降溫加壓凝成無色液體為物理變化，NO2排水收集到無色氣體為化學(xué)變化 C． Na2O?SiO2是一種簡單的硅酸鹽，露置于空氣中會變質(zhì) D． 植物油可萃取溴水中的溴而使溴水褪色 【答案】C 【解析】A. BaCl2屬于強酸強堿鹽，不發(fā)生水解，對水的電離平衡沒有影響，故A項錯誤；B.二氧化氮經(jīng)加壓凝成無色液體，發(fā)生反應(yīng)：2NO2N2O4，屬于化學(xué)變化，故B項錯誤；C. Na2O?SiO2為Na2SiO3的氧化物形式，是一種簡單的硅酸鹽，露置于空氣中會與二氧化碳、水蒸氣反應(yīng)生成碳酸鈉和硅酸，發(fā)生變質(zhì)，故C項正確；D. 植物油為不飽和高級脂肪酸甘油酯，含有不飽和碳碳鍵，可以與溴水發(fā)生加成反應(yīng)，因此植物油不能萃取出溴水中的溴單質(zhì)，故D項錯誤。 6．室溫時，CH3COOH的電離平衡常數(shù)為K，向20mL 0.1mol/L CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol/L NaOH溶液，其pH變化曲線如圖所示（忽略溫度變化）。下列說法中正確的是（ ） A． b點表示的溶液中c(Na+)＞c(CH3COO﹣) B． c點表示CH3COOH和NaOH恰好反應(yīng)完全 C． d點表示的溶液中c(CH3COO﹣) c(H+)/c(CH3COOH)大于K D． b、c、d三點表示的溶液中一定都存在：c(Na+)+c(H+)═c(CH3COO﹣)+c(OH﹣) 【答案】D 7．下列說法中不正確的是(　　) 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 電離平衡常數(shù) （ 25℃） Ki=1.7610﹣5 Ki=2.9510﹣8 Ki1=4.3010﹣7 Ki2=5.6010﹣11 A． pH相同的①CH3COONa?、贜aHCO3?、跱aClO三種溶液中c(Na+):③<②<① B． 一定濃度的NaHS溶液中:c(Na+)+ c(H+) = c(OH-) +c(HS-)+2c(S2-) C． pH=a的氨水，稀釋至原體積的10倍后, 其pH=b, 則b>a-1 D． 室溫下，甲、乙兩燒杯均盛有5mL pH=2的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH=3，則甲乙兩個燒杯中，由水電離出來的c(OH—)：10c(OH－)甲≤c(OH－)乙 【答案】D 【解析】根據(jù)電離平衡常數(shù)，推出電離出H＋的能力：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3。A、依據(jù)越弱越水解，推出相同濃度時，溶液pH大小順序是NaClO>NaHCO3>CH3COONa，pH相同時，c(CH3COONa)>c(NaHCO3)>c(NaClO)，即c(Na＋)大小順序是①>②>③，故A說法正確；B、根據(jù)溶液呈現(xiàn)電中性，因此有c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)，故B說法正確；C、假設(shè)NH3H2O為強堿，稀釋10倍，則b應(yīng)為a－1，但NH3H2O為弱堿，加水稀釋促使NH3H2O電離，即b>a－1，故C說法正確；D、酸性溶液中OH－是水電離的，甲燒杯中水電離出的c(OH－)=Kw/c(H＋)=10－14/10－2molL－1=10－12molL－1，乙燒杯中加水稀釋至pH=3，此時水電離出c(OH－)=Kw/c(H＋)=10－14/10－3molL－1=10－11molL－1，則10c(OH－)甲=c(OH－)乙，故D說法錯誤。 8．下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是 ( ) A． 向0.1molL－1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中c(H+)/c(CH3COOH)減小 B． 將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃，溶液中(c(CH3COO-))/(c(CH3COOH)?c(OH-))增大 C． 向鹽酸中加入氨水至中性，溶液中(c(NH4+))/(c(Cl-))>1 D． NH4HSO4和NaOH混合呈中性C(Na＋)>C(SO42—)>C(NH4＋)>C(NH3H2O)>C(H＋)=C(OH—) 【答案】D 9．向FeCl3溶液中加入Na2SO3溶液，測定混合后溶液pH隨混合前溶液中c(SO32-)/c(Fe3+)變化的曲線如圖所示。實驗發(fā)現(xiàn)： i. a點溶液透明澄清，向其中滴加NaOH溶液后，立即產(chǎn)生灰白色沉淀，滴入KSCN溶液顯紅色； ii. c點和d點溶液中產(chǎn)生紅褐色沉淀，無氣體逸出。取其上層清液滴加NaOH溶液后無明顯現(xiàn)象，滴加KSCN溶液顯紅色。下列分析合理的是 A． 向a點溶液中滴加BaCl2溶液，無明顯現(xiàn)象 B． b點較a點溶液pH升高的主要原因：2Fe3+ + SO32- + H2O === 2Fe2+ + SO42- + 2H+ C． c點溶液中發(fā)生的主要反應(yīng)：2Fe3+ + 3SO32- + 6H2O2Fe(OH)3↓+ 3H2SO3 D． 向d點上層清液中滴加KSCN溶液，溶液變紅；再滴加NaOH溶液，紅色加深 【答案】C 10．下列裝置能達到實驗?zāi)康牡氖? A． 用如裝置將氯化鐵溶液直接蒸干得到氯化鐵固體 B． 用如圖裝置制備Fe(OH)2 C． 用如圖裝置除去CO2中含有的少量HCl D． 用如圖裝置配制100mL 0.1mol/L的稀硫酸 【答案】B 【解析】A. 氯化鐵溶液中，鐵離子發(fā)生水解：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，加熱蒸發(fā)，氯化氫揮發(fā)，平衡右移，結(jié)果生成氫氧化鐵，在灼燒，氫氧化鐵分解生成氧化鐵，A錯誤；B.打開彈簧夾，稀硫酸與鐵粉反應(yīng)生成氫氣，可排除整個裝置內(nèi)的空氣；然后關(guān)閉彈簧夾，利用氫氣產(chǎn)生的壓強作用，把反應(yīng)產(chǎn)生的硫酸亞鐵溶液壓入到試管B中，制得的氫氧化亞鐵可以較長時間穩(wěn)定存在，B正確；C. 二氧化碳、氯化氫氣體都能與碳酸鈉溶液反應(yīng)，所以達不到除去雜質(zhì)的目的，應(yīng)該用飽和碳酸氫鈉溶液除去氯化氫，C錯誤；D. 濃硫酸應(yīng)該在燒杯中進行稀釋，冷卻至室溫后，在用玻璃棒轉(zhuǎn)移進容量瓶中，D錯誤。 11．常溫下，用0.01000 molL-1的鹽酸滴定0.01000 molL-1NaA溶液20.00mL。滴定曲線如圖所示，下列說法正確的是 A． a點到d點的過程中，等式c(HA)+c(A—)=0.01000 molL—1恒成立 B． b點時，溶液中微粒濃度大小關(guān)系為：c(A—)>c(Cl —)>c(HA)>c(OH—)>c(H+) C． c點時，溶液中微粒濃度存在關(guān)系：c(Na+)+c(H+) = c(HA)+c(OH—)+2c(A—) D． d點時，溶液中微粒濃度存在關(guān)系：c(OH—)+c(A—)=c(H+) 【答案】C 12．下列物質(zhì)之間的轉(zhuǎn)化在給定條件下能實現(xiàn)的是 ①SSO2BaSO4 ②CuSO4(aq)Cu(OH)2懸濁液Cu2O ③飽和NaCl(aq)NaHCO3Na2CO3 ④Fe2O3FeCl3(aq)無水FeCl3 A． ①③ B． ②③ C． ②④ D． ①④ 【答案】B 13．下列有關(guān)溶液組成的描述合理的是（ ） A． 中性溶液中可能大量存在Fe3+、K+、Cl￣、SO42— B． 弱堿性溶液中可能大量存在Na+、K+、Cl￣、HCO3￣ C． 酸性溶液中可能大量存在Na+、ClO￣、SO42￣、I￣ D． 無色溶液中可能大量存在Al3+、NH4+、Cl￣、CO32— 【答案】B 【解析】Fe3+在溶液中發(fā)生水解，溶液呈酸性，不可能為中性，A錯誤；Na+、K+、Cl￣、HCO3￣之間不反應(yīng)，HCO3￣在溶液中水解大于電離，使溶液顯弱堿性，B正確；酸性溶液中，ClO￣、I￣之間發(fā)生氧化還原反應(yīng)，ClO￣與氫離子反應(yīng)生成次氯酸，在溶液中不能大量共存，C錯誤；Al3+與CO32—在溶液中發(fā)生雙水解反應(yīng)，在溶液中不能大量共存，D錯誤。 14．能證明乙酸是弱酸的實驗事實是 A． CH3COOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2 B． 常溫下，0.1 mol/L CH3COONa溶液的pH大于7 C． CH3COOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2 D． 0.1 mol/L CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅 【答案】B 【解析】A．只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強弱，選項A錯誤；B．該鹽水溶液顯堿性，由于NaOH是強堿，故可以證明乙酸是弱酸，選項B正確；C．可以證明乙酸的酸性比碳酸強，但是不能證明其酸性強弱，選項C錯誤；D．可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強弱，選項D錯誤。 15．常溫下，向1 L 0.1 molL－1一元酸HR溶液中逐漸通入氨氣［已知常溫下NH3H2O電離平衡常數(shù)K＝1.7610－5］，使溶液溫度和體積保持不變，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如下圖所示。下列敘述正確的是 A． 0.1 molL－1 HR溶液的pH為5 B． HR為弱酸，常溫時隨著氨氣的通入，c(R－)/[c(OH－).c(HR)] 逐漸增大 C． 當通入0.1 mol NH3時，c(NH4+)＞c(R－)＞c(OH－)＞c(H+) D． 當c(R－)＝ c(HR)時，溶液必為中性 【答案】C