【】盘点高考化学选修四理科生难点《盐类水解》解决办法( 二 )

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
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：溶液中得到的质子数（ H+）与失去的质子数（ H+）相等，即水电离出的 H+浓度与 OH-浓度相等。
同浓度的弱酸和其弱酸盐、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：
(1) 中学化学常见的有三对等浓度的 HAc 与 NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性等浓度的 NH3·H2O 与 NH4Cl 的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性等浓度的 HCN与 NaCN 的混合溶液：弱酸的电离 <其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
(2) 掌握其处理方法（即抓主要矛盾）
①多元弱酸分步电离，且第一步电离远大于第二步电离。
②多元弱酸正盐分步水解，且第一步水解远大于第二步水解。
③水的电离比弱酸、弱碱的电离都弱，比盐的水解都弱。
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难溶电解质的溶解平衡
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：CaSO 4、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。
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)
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：
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。 ③同离子效应：加入难溶电解质电解质的相应的离子，平衡向生成沉淀方向移动。
④化学反应：加入能与难溶电解质电解质的离子发生化学反应的物质，平衡向溶解方向移动。 (4)、溶度积规则
①QC（离子积）﹥ KSP：有沉淀析出；
②QC＝KSP ：平衡状态；
③QC﹤KSP ：未饱和，继续溶解。
4、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
5、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加酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化。
物质溶解常采用的方法有：
①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。而使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，因为对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。
【【】盘点高考化学选修四理科生难点《盐类水解》解决办法】6、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即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）