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酸式盐相关性质总结

在离子反应这一部分,高中化学与初中化学最大的区别莫过于酸式盐的大量出现。酸式盐的性质多样,反应时关系复杂,是化学推断题中非常青睐的考点。下面便对酸式盐做一个简要的总结。

I. 基本概念

酸式盐是弱酸中的氢离子部分被碱中和的产物,其中含有酸式酸根离子。酸式盐在晶体态和熔融态时只存在阳离子和酸式酸根阴离子,而溶于水中能部分或完全电离,生成三种以上的离子。酸式盐的电离方程式如下

完全电离(中学阶段只有HSO4): NaHSO4==Na+H+SO42

部分电离:NaHCO3==Na+HCO3

HCO3酸式盐相关性质总结H+CO32

NaH2PO4==Na+H2PO4

H2PO4酸式盐相关性质总结H+HPO42

HPO42酸式盐相关性质总结H+PO43

多级电离的后一步电离的程度都必然比前一步小。

II. 酸式盐的溶解性

酸式盐溶解的基本规律是:除了钾、钠、铵盐外,金属酸式盐的溶解度都比相应的正盐大;多元酸式盐中含可电离的氢越多,其溶解度越大。

如将CO2、SO2气体通入澄清石灰水中,开始时产生白色沉淀,但继续通入气体,白色沉淀会溶解,即发生反应CaCO3(CaSO3)+CO2+H2O==Ca(HCO3)2(Ca(HSO3)2)此处提醒一个问题,就是直接将大量SO2气体通入澄清石灰水中时,实际是看不到沉淀的,因为SO2在水中的溶解度比CO2大得多,生成的沉淀很快就被溶于水中的SO2溶解了。

若直接写总式,下面的反应可写成CO2(SO2)+OH==HCO3(HSO3)

若将CO2通入饱和碳酸钠溶液中,会有结晶沉淀析出 

Na2CO3+CO2+H2O==2NaHCO3

注意上面反应的“沉淀”和一般的沉淀是不一样的。饱和溶液中析出的“沉淀”是盐的结晶,有一定外形且是透明的;而一般的沉淀是固体颗粒或结成絮状的固体带,聚集度较大,能显出一定的颜色。

一般来说,中学阶段的所接触的酸式盐都是可溶的,只是溶解度存在差异而已。唯一的例外是磷酸一氢钙(Ca(HPO4)2),它是微溶的酸式盐。而磷酸二氢盐都是可溶的,因而在农业生产中,偏酸性的土壤更有利于磷的吸收,因为H能将溶解度小的磷酸盐和磷酸氢盐转化为可溶的磷酸二氢盐,发生反应Ca(HPO4)2+H==Ca2++H2PO4,便于植物根系吸收。而施用磷肥时,磷肥不能与碱性肥料(草木灰等)混用,以防二者反应生成难溶物。

III. 酸式盐的两性

弱酸的酸式盐必然有两性,即其既能与酸又能与碱反应。这是由酸式酸根离子在溶液中存在的电离-水解的矛盾关系决定的。H或OH能促进一者,抑制另一者,从而使酸式盐表现出酸与碱的共同性质。如

HCO3+H==H2O+CO2

HCO3+OH==CO32+H2O;

HS+H==H2S↑

HS+OH==S2-+H2O; 

HPO42+H==H2PO4; 

HPO42+OH==PO43+H2O

弱酸酸式盐的溶液的酸碱性由电离-水解中优势者决定,电离占优势则显酸性,水解占优势则显碱性。如NaHCO3溶液显碱性HCO3+H2O==H2CO3+OH

亚硫酸的酸性很强,甚至强于磷酸(H2SOpKa1=1·89,H3POpKa1=2·13)。亚硫酸与磷酸一级电离后得到的阴离子HSO3和H2PO4仍有一定的酸性,其电离能力大于水解能力,因而其盐溶液呈酸性。

酸式盐溶液与相应的正盐比较,其相应的碱性则较弱,如溶质浓度相同时pH:NaHCO3溶液<Na2CO3溶液。其原因可以简单地看成正盐酸根离子要多进行一步水解CO32+H2O酸式盐相关性质总结HCO3+OH提供一个规范的解释,不作要求:HCO3和CO32分别是H2CO3和HCO3的“共轭碱”,酸性显然有H2CO3>HCO3,由酸碱的质子理论,共轭碱的碱性有CO32>HCO3

IV. 酸式盐的热稳定性

一般酸式盐的热稳定性比相应的碳酸盐差。但一定要注意的一点是,谈论“热稳定性”一定是在物质的固体状态,酸式盐在溶液中是不会发生分解的。

2NaHCO3==Na2CO3+CO2↑+H2O↑ 

若要获得NaHCO3晶体,最好不要直接蒸干溶液,否则蒸发过程中析出的晶体会被加热分解掉。

Ca(HCO3)2==CaCO3↓+CO2+H2O

自然界中溶洞景观的形成过程,便是CaCO3洞中被溶有大量CO2的水溶解,转化成可溶的Ca(HCO3)2,温度升高时Ca(HCO3)2又分解重新生成CaCO3,从而使溶岩形成了各种独特的形状。

V. 酸式盐的定量反应关系

酸式盐生成沉淀、气体时的定量反应是高中阶段里非常热门的知识点,常出现在离子反应与离子方程式的相关考题中。所涉及的方程式并不多,但容易混淆。其实,写这些方程式有许多的诀窍,下面便摘取几组常考到的方程式。

①NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液

原理:中和反应,H+OH==H2O

沉淀反应:Ba2++SO42==BaSO4

反应有两个重要临界点:恰好沉淀完全:H+SO42+Ba2++OH==BaSO4↓+H2O

溶液恰好呈中性:2H+SO42+Ba2++2OH==BaSO4↓+2H2O

若将NaHSO4溶液滴入Ba(OH)2溶液,沉淀1mol SO42只需要1mol Ba2+,而1mol Ba(OH)2尚有1mol OH,此时溶液显碱性。继续加NaHSO4溶液,实际上只是发生中和反应;

若将Ba(OH)2溶液滴入NaHSO4溶液,溶液先达到中性,接下来只是Ba2++SO42==BaSO4的反应。也可以用化学方程式来记忆这组方程式,前者生成NaOH,后者生成Na2SO4

②NaHSO4溶液和Ba(HCO3)2溶液

原理:HCO3+H==H2O+CO2↑ 

沉淀反应 :Ba2++SO42==BaSO4

若NaHSO4过量,则发生:Ba2++2HCO3+2H+SO42==BaSO4↓+2CO2↑+2H2O

若Ba(HCO3)2溶液过量,则发生:Ba2++HCO3+H+SO42==BaSO4↓+CO2↑+H2O

这组反应实际上只是把上一组的OH换成了HCO3,相应的反应也变成了产生CO2气体的反应,但反应的本质是大同小异的,离子方程式的形式也无太大差别。

③NaHCO3溶液和Ca(OH)2溶液

原理:HCO3+OH==CO32+H2O

沉淀反应Ca2++CO32==CaCO3

若NaHCO3过量,则发生:2HCO3+Ca2++2OH==CaCO3↓+CO32+2H2O

若Ca(OH)2过量,则发生:HCO3+Ca2++OH==CaCO3↓+H2O

按化学方程式理解,前者HCO3过量,还有未沉淀的CO32,生成物有Na2CO3;后者Ca(OH)2过量,有未反应的OH,生成物中有NaOH。

这两个方程式的计量比可简记为“小苏打(HCO3)多则水(生成物的H2O)多”。

④Ca(HCO3)2溶液和NaOH溶液

原理:HCO3+OH==CO32+H2O

沉淀反应:Ca2++CO32==CaCO3

若NaOH过量,则发生:2HCO3+Ca2++2OH==CaCO3↓+CO32+2H2O

若Ca(HCO3)2过量,则发生:HCO3+Ca2++OH==CaCO3↓+H2O

这组反应其实只是将上一组的阴阳离子作了个调换而已,反应原理是一样的,离子方程式也相同。

⑤多元弱酸的正盐与酸的反应

原理:若HXA为x元弱酸(x>1),当n(H)<n(AX)=x:1时,将生成酸式盐

Na2S溶液与少量盐酸反应:H+S2-==HS

Na2S溶液与过量盐酸反应:2H+S2-==H2S

应注意,向碳酸钠溶液中滴入盐酸,虽然反应式中不显示气体的生成,但由于盐酸的液滴滴入时,在溶液表面形成了“局部过量”的情况,此时会有少量的气泡出现。

VI. 其它问题

同学们应注意下面一个现象:在一般的实验室里进行的化学反应中,较多情况下会生成酸式盐,因为实验室中往往要加入过量的某种反应物以确保反应完全。如

SO2通入Na2CO3溶液中:SO2+CO32+H2O==HSO3+CO2

但一定要特别小心下面这个方程式:

CO2通入苯酚钠溶液中:CO2+C6H5O==C6H5OH+HCO3

记住,无论CO2是否过量,反应都只能生成HCO3因为苯酚的酸性比HCO3弱,所谓的“强酸制弱酸”的生成物是HCO3

HsO3离子也能与CO32离子反应,生成HCO3和SO32

HSO3+CO32==HCO3+SO32

若HSO3过量,还能与生成的HCO3继续反应,放出CO2

(责任编辑:化学自习室)
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