高中化学选修4第三章复习ppt课件
合集下载
相关主题
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
pOH = -lgc(OH-) 常温时：pH + pOH =14
.
酸碱中和滴定
1、原理： 对于一元酸和一元碱发生的中和反应：
C(碱)
V(酸) c(酸) V(碱)
2、主要仪器：( 酸、碱式 )滴定管、锥形瓶、滴定管夹
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。
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>H2CO3> H2S>HClO
可水解的盐： 促进水的的电离， KW 不变
c(OH-)＞c(H+) 酸性 pH ＞7 2、溶液的酸碱性和pH值 c(OH-)＝c(H+) 碱性 pH = 7
— lg c(H+)
c(OH-)＜c(H+) 碱性 pH ＜7 .
小结：有关pH值的计算
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，Biblioteka Baiduc(OH-)，求c(H+)，再算pH值
.
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：
KW = c(OH-)·c(H+)
( 25℃时，KW = 1.0 ×10-14 )
温度：T ↑， KW ↑
酸： 抑制水的电离， KW不变，pH ＜7 影响因素 碱： 抑制水的电离， KW 不变， pH ＞7
.
第三节 盐类水解
1、实质：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。
2、规律：谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性
3、影响 因素
①温度：
②溶液酸碱性： 越稀越水解，越热越水解， 同离子效应
③浓度：
.
二、电离平衡和水解平衡
电离平衡
研究对象
弱电解质
水解平衡 强电解质
多元弱碱一步电离
.
水解离子方程式： CH3COO- +H2O CH3COOH +OH-
（产物不能写“↑” 或“↓”）
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：
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
基本计算及应用
五、酸碱中和滴定
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
.
盐类水解的应用: 1、判断盐溶液的酸碱性及pH大小。 2、配制某些盐溶液要考虑盐类的水解。 3、判断盐溶液中离子种类多少。 4、比较盐溶液中离子浓度大小。 5、施用化肥时应考虑盐的水解。 6、某些活泼金属与强酸弱碱盐的反应。
.
7、试剂的贮存考虑盐的水解。 8、制备某些无水盐时要考虑盐类的水解。 9、判断离子大量共存时，要考虑盐类的水解。 10、溶液中某些离子的除杂，需考虑盐的水解。 11、用铁盐与铝盐作净水剂时考虑盐类的水解。 12、工农业生产、日常生活，常利用盐类水解
实 例
0.1mol/L CH3COOH
0.1mol/L CH3COONa
变化实 弱酸 质 弱碱
H+ + 弱酸根离子 弱酸的阴离子+ H2O 弱酸 + OH-弱 OH- + 弱碱阳离子 碱的阳离子+ H2O 弱碱 + H+
电离方程式：
表达方 CH3COOH CH3COO- + H+ 式 多元弱酸分步电离
的知识。如：泡沫灭火器工作原理， 热碱液洗油污等。
.
第四节 难溶电解质的溶解平衡
1、生成沉淀的离子反应能发生的原因
Kh=
KW Ka/Kb
.
2.外因：
（1）盐的浓度 越稀越水解
盐的浓度越小，水解程度越大；反之越小。
（2）溶液的酸碱度 同离子效应
H+可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；OH能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
（3）温度
越热越水解
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。
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。
.
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(OH-)＋2c(CO32-)
如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2 H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3·H2O 3、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。
.
电离方程式书写注意事项：
①先判断强、弱电解质，决定符号
②多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低，以 一级电离为主。 ③多元弱碱的电离，以一步电离表示。 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。
.
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质子后的产物、失去 质子的物质的量相等。 Na2CO3中:c(H+)+c(HCO3-)＋2c(H2CO3)=c(OH-)
.
酸碱中和滴定
1、原理： 对于一元酸和一元碱发生的中和反应：
C(碱)
V(酸) c(酸) V(碱)
2、主要仪器：( 酸、碱式 )滴定管、锥形瓶、滴定管夹
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。
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>H2CO3> H2S>HClO
可水解的盐： 促进水的的电离， KW 不变
c(OH-)＞c(H+) 酸性 pH ＞7 2、溶液的酸碱性和pH值 c(OH-)＝c(H+) 碱性 pH = 7
— lg c(H+)
c(OH-)＜c(H+) 碱性 pH ＜7 .
小结：有关pH值的计算
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，Biblioteka Baiduc(OH-)，求c(H+)，再算pH值
.
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：
KW = c(OH-)·c(H+)
( 25℃时，KW = 1.0 ×10-14 )
温度：T ↑， KW ↑
酸： 抑制水的电离， KW不变，pH ＜7 影响因素 碱： 抑制水的电离， KW 不变， pH ＞7
.
第三节 盐类水解
1、实质：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。
2、规律：谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性
3、影响 因素
①温度：
②溶液酸碱性： 越稀越水解，越热越水解， 同离子效应
③浓度：
.
二、电离平衡和水解平衡
电离平衡
研究对象
弱电解质
水解平衡 强电解质
多元弱碱一步电离
.
水解离子方程式： CH3COO- +H2O CH3COOH +OH-
（产物不能写“↑” 或“↓”）
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：
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
基本计算及应用
五、酸碱中和滴定
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
.
盐类水解的应用: 1、判断盐溶液的酸碱性及pH大小。 2、配制某些盐溶液要考虑盐类的水解。 3、判断盐溶液中离子种类多少。 4、比较盐溶液中离子浓度大小。 5、施用化肥时应考虑盐的水解。 6、某些活泼金属与强酸弱碱盐的反应。
.
7、试剂的贮存考虑盐的水解。 8、制备某些无水盐时要考虑盐类的水解。 9、判断离子大量共存时，要考虑盐类的水解。 10、溶液中某些离子的除杂，需考虑盐的水解。 11、用铁盐与铝盐作净水剂时考虑盐类的水解。 12、工农业生产、日常生活，常利用盐类水解
实 例
0.1mol/L CH3COOH
0.1mol/L CH3COONa
变化实 弱酸 质 弱碱
H+ + 弱酸根离子 弱酸的阴离子+ H2O 弱酸 + OH-弱 OH- + 弱碱阳离子 碱的阳离子+ H2O 弱碱 + H+
电离方程式：
表达方 CH3COOH CH3COO- + H+ 式 多元弱酸分步电离
的知识。如：泡沫灭火器工作原理， 热碱液洗油污等。
.
第四节 难溶电解质的溶解平衡
1、生成沉淀的离子反应能发生的原因
Kh=
KW Ka/Kb
.
2.外因：
（1）盐的浓度 越稀越水解
盐的浓度越小，水解程度越大；反之越小。
（2）溶液的酸碱度 同离子效应
H+可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；OH能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
（3）温度
越热越水解
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。
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。
.
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(OH-)＋2c(CO32-)
如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2 H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3·H2O 3、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。
.
电离方程式书写注意事项：
①先判断强、弱电解质，决定符号
②多元弱酸分步电离，电离能力逐渐降低，以 一级电离为主。 ③多元弱碱的电离，以一步电离表示。 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。
.
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质子后的产物、失去 质子的物质的量相等。 Na2CO3中:c(H+)+c(HCO3-)＋2c(H2CO3)=c(OH-)