高中化学选修4第三章复习课件

1、化学平衡理论,1 弱电解质的电离 强弱电解质 弱电解质电离为 可逆电离平衡 电离常数,4 难溶电解质的溶解平衡 难溶不溶溶解平衡 应用：生成、溶解、转化,2 水的电离和溶液 的酸碱性 水是极弱电解质 水(稀溶液)离子积为 常数稀溶液酸碱性 及表示方法pHpH 应用,3 盐类的水解 水的电离平衡 弱电解质的生 成盐类水解水 解的应用(平衡移动),深入,综合运用,本章知识结构,实践活动：测定 酸碱反应曲线 滴定实验操作 图示反应曲线,第三章重要知识点,第一节 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)2 H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3H2O 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。,一、电解质、非电解质,思考,1、SO2、NH3、CO2 的水溶液导电，他们是电解质吗？ 2、溶解度很小的AgCl BaSO4、CaCO3等物质是弱电解质吗？,强弱电解质通过实验进行判断的方法(以HAc为例)： （1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的 导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸） （2）测0.01mo

2、l/LHAc溶液的pH_ 2 （3）测NaAc溶液的pH值： 常温下，PH_7 （4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH_a +2 （5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH 溶液等体积混合后溶液呈_性,（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积_10mL （7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈_性 （8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者_。,二、影响电离平衡的因素,1、温度： 2、浓度： 3、同离子效应：向HAc中加入NaAC 4、加入能反应的物质：如HAc中活泼金属或氢氧化钠，,第三章重要知识点,第二节 1、水的离子积常数w。 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。,第三章重要知识点,第二节 1、水的离子积常数w。 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。,一、水的电离和溶液的PH值,1、水的电离,水的离子积：,影响因素,2、溶液的酸碱性和PH值,水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。,思考：

3、公式中H+、OH-是水电离出来的吗？ KW只与什么因素，与外加酸碱有关吗？,（1）酸、碱溶液稀释后的 pH 变化,3、pH的简单计算,pHan,apHan,pHbn,bnpHb,(2).同强相混混合算 a强酸与强酸混合求pH b强碱与强碱混合求pH,c.酸过量： 先求c(H)余 再求pHlgc(H)余。 d.碱过量： 先求c(OH)余 再求c(H) ，然后求pH。,3、中和滴定实验,1、滴定准备：查洗润注排调读记,中和滴定的操作：,滴定管先用水洗，再用所盛溶液润洗,锥形瓶只能用水洗，不能再用待测溶液润洗,2、滴定,移液、加指示剂,滴定,读数、记录,重复2-3次,左手控旋塞，右手摇锥瓶；眼睛观颜色,确定终点：,待溶液颜色发生变化，且保持半分钟不变时，即到达滴定终点。,3、数据处理,先快后慢，接近 终点时 “一滴一摇”,常用指示剂的变色范围,甲基橙 石 蕊 酚 酞, 3.1 4.4 ,红色 橙色, 5.0 8.0 , 8.2 10.0 ,红色 紫色 蓝色,粉红色,无色,红色,黄色,A、指示剂的PH变色范围尽可能接近 中和时的PH B、颜色变化明显。(石蕊颜色变化不明显，一般不选用)。,指示

4、剂的选择原则：,思考1盐酸滴定强氧化钠 2盐酸滴定氨水 3氢氧化钠滴定醋酸,误差分析：(用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液),关键： 紧扣公式，分析V(标)的变化,中和滴定指示剂误差分析,一、酸式滴定管（酸滴碱） 1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （ ） 2、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（ ） 3、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（ ） 4、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（ ）,偏高,偏高,偏高,偏低,导致盐酸被稀释，V标偏大,二、锥形瓶 6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（ ） 7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（ ） 8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（ ）,偏高,无影响,偏低,锥形瓶壁上残留NaOH，V标偏大,导致NaOH的损失，V标偏小,NaOH的物质的量不变，V标不变,三、碱式滴定管 10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （ ） 11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（ ）,偏低,偏低,导致NaOH被稀释，V标偏小,所取NaOH物

5、质的量偏小，V标偏小,第三章重要知识点,第三节 1、盐类水解的本质 2、水解方程式书写 3、影响水解平衡移动的因素 4、溶液中粒子浓度大小的比较,一、盐类水解,1、实质：,2、规律：,3、影响因素,有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解； 谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。,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。,1.内在因素: 2.外在因素: 温度： 冲稀： 加入酸或碱：,4、溶液中粒子浓度大小的比较,多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中， 多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中， 不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中NH4Cl CH3COONH4 NH4HSO4 , c (NH4+)由大到小的顺序是 混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。,5、溶液中的守恒关系,、电荷守恒规律： 如NaHCO3溶液中存在着Na、H、 HCO3 -、 CO3 2- 、OH，但存在如下关系:,、物料守恒规律： 某些关键性的原子

6、总是守恒的。 如Na2S溶液中，S2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：, 质子守恒规律： 如Na2S溶液中，,第三章重要知识点,第四节 1、难溶电解质的溶解平衡 2、沉淀反应的应用 3、溶度积和溶度积规则,1、沉淀溶解平衡： （1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子或分子重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。 （2）特征：逆、等、动、定、变 （3）影响因素： 内因：电解质本身的性质,a、绝对不溶的电解质是没有的。 b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。 c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。,外因：,a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。 b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。 c.同离子效应：在电解质A的饱和溶液中，加 入含有相同离 子的强电解质时，A的溶解平衡会被抑制。,2.溶度积和溶度积规则:,(1)、溶度积(Ksp):在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度 幂之乘积为一常数.,3、沉淀反应的应用:,(2)、表达式：（MmAn的饱和溶液） Ksp=c(Mn+)m c(Am-)n,(3)、溶度积规则:离子积Qc=c(Mn+)m c(Am-)n Qc Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀. Qc = Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液. Qc Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.,(1)、沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。,(2)、沉淀的溶解：,(3)、沉淀的转化：,溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。,这类反应发生的特点：,难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于110-5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。,沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移 动,

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