高二化学溶液中的离子反应复习.ppt

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1、《溶液中的离子反应》复习第一单元弱电解质的电离1．电解质和非电解质：在水溶液中或熔融状态时是否能够导电的化合物。在水溶液中能否完全电离的电解质。2．强电解质与弱电解质：与溶解度和导电能力无关。溶液导电性强弱是由溶液中自由移动离子浓度决定。常见的强电解质有哪些?（1）强酸:（2）强碱:（3）大部分盐:包括部分难溶性的盐如HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等如NaOH、KOH、Ba(OH)2等（1）弱酸：如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、H3PO4、HNO2、H2S、H2SO3、

2、HF、HClO等（2）弱碱:（3）两性氢氧化物：Al(OH)3（4）水、极少数盐（醋酸铅）等常见的弱电解质有哪些?如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等电离方程式的书写：1.强电解质在溶液中全部电离，在电离方程式中以“＝”表示之；2.弱电解质不能全部电离，在电离方程式中以“”表示之；3.多元弱酸分步电离，在书写电离方程式时要分步书写.如：H2CO3H2CO3H＋＋HCO3－、HCO3－H＋＋CO32－；4.多元弱碱分步电离，但常常一步写到底，如Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。5.酸式盐的电离

3、⑴强酸的酸式盐的电离：一步完全电离。如：KHSO4=K++H++SO42-⑵弱酸的酸式盐的电离：第一步完全电离，第二步酸式酸根部分电离。如：NaHCO3-=Na++HCO3-HCO3-H++CO32-3.弱电解质的电离平衡电离过程电离程度电离度、电离平衡常数特征：等、动、定、变(可逆）（部分）弱电解质定义在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态电离平衡表达式K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸(或碱)性越强。电离平衡常数：表达式弱电解质浓

4、度越大，电离程度越小。电离度：温度——电离过程是吸热过程，温度升高，平衡向电离方向移动。浓度——弱电解质浓度越大，电离程度越小。同离子效应——在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动。化学反应——在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。影响因素：水的离子积常数——Kw=C(H+)×C(OH—)Kw取决于温度,不仅适用于纯水,还适用于其他稀溶液。25℃时，Kw=1×10-14在水溶液中,Kw中的C(OH-)、C(H+)

5、指溶液中总的离子浓度.常温下,任何稀的水溶液中均存在离子积常数，且Kw=1×10-14。不论是在中性溶液还是在酸碱性溶液，水电离出的C(H+)＝C(OH－)根据Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定温度下为定值，C(H＋)和C(OH－)可以互求。4、水的电离：水是一种极弱的电解质，能微弱电离。水电离平衡移动的影响因素酸或碱抑制水的电离盐类水解均能促进水的电离温度升高促进水的电离第二单元溶液的酸碱性1.溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。酸性：c(H+)>c(OH-)中性：c(H+)

6、=c(OH-)碱性：c(H+)

7、H值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。PH值增加一个单位C(H+)减小10倍。2.溶液的PH值：酸碱指示剂（石蕊、酚酞、甲基橙）PH试纸：广泛PH试纸：1~14，只能读得整数精密PH试纸PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片（或表面皿）上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。PH计：它可以精确测量溶液的PH值。测定溶液酸碱性的常用方法:（1）溶液的稀释一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7；强碱溶液每稀释10倍，pH值

8、就减小１个单位，但稀释后pH值一定大于7。PH值计算的常见类型（《世纪金榜》P64）（2）强酸与强酸、强碱与强碱混合【经验公式】（其中0.3是lg2的近似值）已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3（3）酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+)溶液酸碱性判定规律（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。（2）PH相