高中化学重要知识点盐类水解和沉淀溶解平衡

　　考点1：盐类水解平衡及其应用
　　一 、盐类水解的定义和实质
　　1. 盐类水解的定义
　　强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，电离产生的阴离子或阳离子可分别与水电离出来的H+ 或OH - 生成弱电解质—弱酸或弱碱。盐与水发生的这种作用叫做盐类的水解。
　　2. 盐类水解的实质
　　盐类的水解是盐跟水之间的化学反应，水解反应的实质是生成弱电解质使水的电离平衡被破坏而建立起新的电离平衡。
　　3. 盐类水解反应离子方程式的书写
　　一般盐类水解的程度很小，水解产物也很少，通常不生成沉淀和气体，书写水解方程式时，一般不用＂↑＂、＂↓＂。盐类水解是可逆反应，除发生强烈双水解的盐外，一般盐类水解的离子方程式中不写＂=＂而写＂ ＂。
　　二、盐类水解的影响因素及其应用
　　1. 内因：盐本身的性质
　　（1）弱碱越弱，其阳离子的水解程度就越大，溶液酸性越强。
　　（2）弱酸越弱，其阴离子的水解程度就越大，溶液碱性越强。
　　2. 外因
　　（1）温度：升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
　　（2）浓度：
　　① 增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
　　② 增大c(H+) ，促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；增大c(H-) ，促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
　　三、盐类水解的规律
　　有弱才水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。
　　1. 组成盐的弱碱阳离子能水解，相应盐溶液显酸性；组成盐的弱酸阴离子能水解，相应盐溶液显碱性。
　　2. 盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，相应盐溶液碱性（或酸）性越强。
　　3. 多元弱酸跟的正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如同浓度的CO32- 比HCO3- 的水解程度大得多。
　　四、溶液中的几个守恒关系
　　1. 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代数和为零。
　　2. 物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。
　　3. 质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中 与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）
　　考点2：沉淀溶解平衡
　　一、溶解平衡
　　溶质溶解的过程是一个可逆过程：
　　二、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。 与其他平衡常数一样，Ksp 的大小只与温度有关。
　　2. 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Qc 。
　　3. 溶度积规则
　　当QcKsp时，溶液过饱和，有沉淀析出，达到新的平衡；
　　考点3：沉淀溶解平衡的应用
　　一、沉淀的溶解与生成
　　1. 在难容电解质的溶液中，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。
　　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的越完全越好。
　　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 时，沉淀就达完全。由 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时，沉淀会溶解。
　　常用的方法有：
　　① 酸碱溶解法。加入酸或碱与沉淀溶解平衡体系中的相应离子反应，境地相应离子的浓度，是平衡向沉淀溶解的方向进行。
　　②‚ 发生氧化还原反应使沉淀溶解。某些金属硫化物，其溶度积特别小，故可用氧化性酸使之还原为可溶性物质。
　　二、沉淀的转化
　　1. 沉淀转化的实质
　　沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。通常，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，两种难容物的溶解能力差别越大，这种转化的趋势就越明显。
　　2. 实例探究
　　往ZnS的沉淀溶解平衡体系中加入CuSO4 溶液可将其转化为更难溶的CuS。
　　考点4：酸碱中和滴定及误差分析
　　1. 了解酸式滴定管和碱式滴定管的构造和使用方法，使用滴定管前先检查滴定管是否漏水，在确保不漏水后方可使用，然后将滴定管洗净。滴定管装液之前要用标准液或待测液润洗2~3次，然后装入标准液或待测液并调节活塞或胶管使滴定管尖嘴部分充满液体，最后调整液面并读数。另外滴定过程中还用到锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。
　　2. 中和滴定实验的关键
　　① 准备测定参加反应的两种溶液的体积，准确判断中和反应是否恰好反应完全。
　　② 可通过指示剂颜色的变化来确定滴定终点。强酸和强碱的滴定，一般常用酚酞和甲基橙做指示剂。
　　3. 重要操作
　　a. 准备查漏、洗涤、润洗、注液、调液面、读数。
　　b. 滴定：移取待测液放入锥形瓶中，加2~3滴指示剂，滴定，判断终点，读数。
　　c. 计算：取两次或多次消耗标准溶液体积的平均值，依方程式求 。
　　4. 中和滴定的误差分析方法
　　以标准盐酸滴定NaOH溶液为例：
　　V（HCl）·c（HCl）=V（NaOH）·c（NaOH）
　　项目
　　错误操作
　　具体内容
　　误差
　　1
　　仪器处理
　　酸式滴定管未用盐酸润洗
　　偏高
　　碱式滴定管未用强氧化钠润洗
　　偏低
　　锥形瓶用氢氧化钠润洗
　　偏高
　　2
　　气泡处理
　　滴定前有气泡，滴定后无气泡
　　偏高
　　滴定前无气泡，滴定后有气泡
　　偏低
　　3
　　滴定
　　盐酸滴出瓶外
　　偏高
　　瓶内溶液溅出
　　偏低
　　4
　　读数
　　前仰后平
　　偏低
　　前平后仰
　　偏高
　　前仰后俯
　　偏低
　　5
　　其他
　　滴定终点时滴定管间尖嘴悬一滴溶液
　　偏高
　　指示剂变色即停止滴定
　　偏低
　　5. 欲减小实验误差的三种做法
　　（1）半分钟：振荡，半分钟内颜色不褪去，即为滴定终点。
　　（2）1~2 min：滴定停止后，必须等待1~2 min，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数。
　　（3）取平均值，同一实验，要多做几次，将滴定所用标准溶液的体积相加，取平均值。