高中化学选修4第三章复习课件.ppt

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1、选修4化学反应原理总复习第三章水溶液中的离子平衡复习要点一、电解质、非电解质、强电解质和弱电解质的判别二、电离平衡和水解平衡三、水的电离和溶液的pH值四、盐类水解五、酸碱中和滴定基本计算及应用六、难溶电解质的溶解平衡第一节弱电解质的电离1、强弱电解质的概念及其判断。2、会写常见电解质的电离方程式如：CH3COOH、H2S、Cu(OH)2H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3·H2O3、会分析导电性和强弱电解质的关系。4、影响电离平衡的因素。①先判断强、弱电解质，决定符号电离方程式书写注意事项：③多元弱碱的电离，

2、以一步电离表示。②多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低，以一级电离为主。④Al(OH)3有酸式和碱式电离。⑤弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸根，酸式酸根再部分电离。⑥强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根；而在熔融状态，则电离成金属离子和酸式酸根离子。溶液的酸碱性主要由第一级电离的结果所决定。电离常数的意义：电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的趋势。K值越大，电离程度越大，酸性越强。如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO

3、3>H2S>HClO第二节水的电离和溶液的酸碱性1、水的离子积常数Kw。2、影响水的电离平衡的因素。3、有关pH值的简单计算。4、中和滴定。水的电离和溶液的PH值1、水的电离水的离子积：影响因素KW=c(OH-)·c(H+)(25℃时，KW=1.0×10-14)温度：酸：碱：可水解的盐：T↑，KW↑抑制水的电离，KW不变，pH＜7抑制水的电离，KW不变，pH＞7促进水的的电离，KW不变2、溶液的酸碱性和pH值c(OH-)＞c(H+)酸性pH＞7c(OH-)＝c(H+)碱性pH=7c(OH-)＜c(H+)碱性pH＜7

4、—lgc(H+)方法：1.先反应2.按过量的计算，若酸过量，求c(H+)，再算pH值。若碱过量，求c(OH-)，求c(H+)，再算pH值小结：有关pH值的计算常温时：pH+pOH=14pOH=-lgc(OH-)酸碱中和滴定1、原理：2、主要仪器：对于一元酸和一元碱发生的中和反应：c(酸)C(碱)V(酸)V(碱)3、操作步骤：洗涤→检漏→蒸馏水洗→溶液润洗→装液→排气泡→调整液面并记录→放出待测液→加入指示剂→滴定→记录→计算。(酸、碱式)滴定管、锥形瓶、滴定管夹第三节盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水

5、解，都弱都水解，谁强显谁性①温度：②溶液酸碱性：③浓度：越稀越水解，越热越水解，同离子效应盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH-结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。二、电离平衡和水解平衡水解离子方程式：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-（产物不能写“↑”或“↓”）电离方程式：CH3COOHCH3COO-+H+多元弱酸分步电离多元弱碱一步电离表达方式弱酸的阴离子+H2O弱酸+OH-弱碱的阳离子+H2O弱碱+H+弱酸H++弱酸根离子弱碱OH-+弱碱阳离子变化实质0.1mol/LCH3COONa0.1m

6、ol/LCH3COOH实例强电解质弱电解质研究对象水解平衡电离平衡研究对象电离平衡水解平衡影响因素温度浓度加水加入同种离子加入与产物反应的微粒续前表：升温，促进电离，离子浓度增大升温，促进水解促使电离，离子浓度减小促进水解抑制电离抑制水解促进电离促进水解一、主要因素：盐本身的性质（内因）。盐与水生成弱电解质的倾向越大（弱电解质的电离常数越小），则水解的程度越大。水解常数与弱酸/弱碱的电离常数的关系式：Kh=KWKa/Kb（1）盐的浓度（2）溶液的酸碱度（3）温度盐的浓度越小，水解程度越大；反之越小。H+可抑制阳离子

7、水解，促进阴离子水解；OH-能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。升高温度可以促进水解，反之抑制水解。（4）双水解弱酸阴离子和弱碱阳离子混合能互相促进水解。2.外因：同离子效应反应可以进行到底，此时不用可逆符号而用等号，也用气体和沉淀符号。越稀越水解越热越水解电解质溶液中的守恒规律1、电荷守恒规律:电解质溶液中，不论存在多少离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如：Na2CO3溶液中，存在Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-，c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)＋c(

8、OH-)＋2c(CO32-)2、物料守恒规律:电解质溶液中，由于某些离子能够水解，但某些关键性原子总是守恒的，如K2S溶液中S2-、HS-都能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)3、质子守恒规律:指溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物、得到质子的物质的量应该与失