考點(diǎn)1：鹽類水解平衡及其應(yīng)用

一? 、鹽類水解的定義和實(shí)質(zhì)

1.?鹽類水解的定義

強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽溶于水時(shí)，電離產(chǎn)生的陰離子或陽(yáng)離子可分別與水電離出來(lái)的H+或OH-生成弱電解質(zhì)—弱酸或弱堿。鹽與水發(fā)生的這種作用叫做鹽類的水解。

2.?鹽類水解的實(shí)質(zhì)

鹽類的水解是鹽跟水之間的化學(xué)反應(yīng)，水解反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是生成弱電解質(zhì)使水的電離平衡被破壞而建立起新的電離平衡。

3.?鹽類水解反應(yīng)離子方程式的書寫

一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物也很少，通常不生成沉淀和氣體，書寫水解方程式時(shí)，一般不用“↑”、“↓”。鹽類水解是可逆反應(yīng)，除發(fā)生強(qiáng)烈雙水解的鹽外，一般鹽類水解的離子方程式中不寫“=”而寫“”。

二、鹽類水解的影響因素及其應(yīng)用

1. 內(nèi)因：鹽本身的性質(zhì)

（1）弱堿越弱，其陽(yáng)離子的水解程度就越大，溶液酸性越強(qiáng)。

（2）弱酸越弱，其陰離子的水解程度就越大，溶液堿性越強(qiáng)。

2.?外因

（1）溫度：升高溫度，水解平衡正向移動(dòng)，水解程度增大。

（2）濃度：

① 增大鹽溶液的濃度，水解平衡正向移動(dòng)，水解程度減小，但水解產(chǎn)生的離子濃度增大；加水稀釋，水解平衡正向移動(dòng)，水解程度增大，但水解產(chǎn)生的離子濃度減小。

② 增大c(H+)，促進(jìn)強(qiáng)堿弱酸鹽的水解，抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解；增大c(H-)，促進(jìn)強(qiáng)酸弱堿鹽的水解，抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解。

三、鹽類水解的規(guī)律

有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性。

1. 組成鹽的弱堿陽(yáng)離子能水解，相應(yīng)鹽溶液顯酸性；組成鹽的弱酸陰離子能水解，相應(yīng)鹽溶液顯堿性。

2. 鹽對(duì)應(yīng)的酸（或堿）越弱，水解程度越大，相應(yīng)鹽溶液堿性（或酸）性越強(qiáng)。

3. 多元弱酸跟的正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，如同濃度的CO32-比HCO3-的水解程度大得多。

四、溶液中的幾個(gè)守恒關(guān)系

1. 電荷守恒：電解質(zhì)溶液呈電中性，即所有陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)代數(shù)和為零。

2. 物料守恒（原子守恒）：即某種原子在變化過程（水解、電離）中數(shù)目不變。

3. 質(zhì)子守恒：即在純水中加入電解質(zhì)，最后溶液中與其它微粒濃度之間的關(guān)系式（由電荷守恒及質(zhì)子守恒推出）

考點(diǎn)2：沉淀溶解平衡

一、溶解平衡

溶質(zhì)溶解的過程是一個(gè)可逆過程：

二、溶度積

1. 溶度積常數(shù)：一定溫度下難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各組分離子濃度冪的乘積為一常數(shù)。與其他平衡常數(shù)一樣，Ksp的大小只與溫度有關(guān)。

2.?某難溶電解質(zhì)的溶液中任一情況下有關(guān)離子濃度冪的乘積Qc。

3. 溶度積規(guī)則

當(dāng)Qc<Ksp時(shí)，溶液不飽和，無(wú)沉淀析出，直至溶液飽和；

當(dāng)Qc=Ksp時(shí)，溶液達(dá)到飽和，沉淀于溶解處于平衡狀態(tài)；

當(dāng)Qc>Ksp時(shí)，溶液過飽和，有沉淀析出，達(dá)到新的平衡；

考點(diǎn)3：沉淀溶解平衡的應(yīng)用

一、沉淀的溶解與生成

1. 在難容電解質(zhì)的溶液中，當(dāng)Qc>Ksp時(shí)，就會(huì)生成沉淀。據(jù)此，加入沉淀劑析出沉淀，是分離、除雜常用的方法。

注意：

①?利用生成沉淀分離或除去某種離子，首先要使生成沉淀的反應(yīng)能夠發(fā)生：其次，沉淀生成的反應(yīng)進(jìn)行的越完全越好。

② ?不可能使要除去的離子全部通過沉淀除去。一般認(rèn)為，殘留在溶液中的離子濃度小于時(shí)，沉淀就達(dá)完全。由的表達(dá)式可知，使除去的離子在溶液中殘留的濃度盡可能小，需要加入過量的沉淀劑。

（2）當(dāng)Qc<Ksp時(shí)，沉淀會(huì)溶解。

常用的方法有：

① 酸堿溶解法。加入酸或堿與沉淀溶解平衡體系中的相應(yīng)離子反應(yīng)，境地相應(yīng)離子的濃度，是平衡向沉淀溶解的方向進(jìn)行。

②? 發(fā)生氧化還原反應(yīng)使沉淀溶解。某些金屬硫化物，其溶度積特別小，故可用氧化性酸使之還原為可溶性物質(zhì)。

二、沉淀的轉(zhuǎn)化

1.?沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)

沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。通常，一種沉淀可以轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀，兩種難容物的溶解能力差別越大，這種轉(zhuǎn)化的趨勢(shì)就越明顯。

2.?實(shí)例探究

往ZnS的沉淀溶解平衡體系中加入CuSO4溶液可將其轉(zhuǎn)化為更難溶的CuS。

考點(diǎn)4：酸堿中和滴定及誤差分析

1. 了解酸式滴定管和堿式滴定管的構(gòu)造和使用方法，使用滴定管前先檢查滴定管是否漏水，在確保不漏水后方可使用，然后將滴定管洗凈。滴定管裝液之前要用標(biāo)準(zhǔn)液或待測(cè)液潤(rùn)洗2~3次，然后裝入標(biāo)準(zhǔn)液或待測(cè)液并調(diào)節(jié)活塞或膠管使滴定管尖嘴部分充滿液體，最后調(diào)整液面并讀數(shù)。另外滴定過程中還用到錐形瓶、鐵架臺(tái)、滴定管夾、燒杯等。

2. 中和滴定實(shí)驗(yàn)的關(guān)鍵

① 準(zhǔn)備測(cè)定參加反應(yīng)的兩種溶液的體積，準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好反應(yīng)完全。

② 可通過指示劑顏色的變化來(lái)確定滴定終點(diǎn)。強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的滴定，一般常用酚酞和甲基橙做指示劑。

3. 重要操作

a. 準(zhǔn)備查漏、洗滌、潤(rùn)洗、注液、調(diào)液面、讀數(shù)。

b. 滴定：移取待測(cè)液放入錐形瓶中，加2~3滴指示劑，滴定，判斷終點(diǎn)，讀數(shù)。

c. 計(jì)算：取兩次或多次消耗標(biāo)準(zhǔn)溶液體積的平均值，依方程式求。

4. 中和滴定的誤差分析方法

以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH溶液為例：

V（HCl）·c（HCl）=V（NaOH）·c（NaOH）

項(xiàng)目

錯(cuò)誤操作

具體內(nèi)容

誤差

1

儀器處理

酸式滴定管未用鹽酸潤(rùn)洗

偏高

堿式滴定管未用強(qiáng)氧化鈉潤(rùn)洗

偏低

錐形瓶用氫氧化鈉潤(rùn)洗

偏高

2

氣泡處理

滴定前有氣泡，滴定后無(wú)氣泡

偏高

滴定前無(wú)氣泡，滴定后有氣泡

偏低

3

滴定

鹽酸滴出瓶外

偏高

瓶?jī)?nèi)溶液濺出

偏低

4

讀數(shù)

前仰后平

偏低

前平后仰

偏高

前仰后俯

偏低

5

其他

滴定終點(diǎn)時(shí)滴定管間尖嘴懸一滴溶液

偏高

指示劑變色即停止滴定

偏低

5. 欲減小實(shí)驗(yàn)誤差的三種做法

（1）半分鐘：振蕩，半分鐘內(nèi)顏色不褪去，即為滴定終點(diǎn)。

（2）1~2 min：滴定停止后，必須等待1~2 min，讓附著在滴定管內(nèi)壁的溶液流下后，再進(jìn)行讀數(shù)。

（3）取平均值，同一實(shí)驗(yàn)，要多做幾次，將滴定所用標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積相加，取平均值。