人教版高中化學(xué)選修4-第三章章末復(fù)習(xí)：《水溶液中的離子平衡》復(fù)習(xí)課件

1、化學(xué) 必修4第三章 水溶液中的離子平衡章末總結(jié)化學(xué)平衡理論1 弱電解質(zhì)的電離強(qiáng)弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)電離為可逆電離平衡電離常數(shù)4 難溶電解質(zhì)的溶解平衡 難溶不溶溶解平衡應(yīng)用：生成、溶解、轉(zhuǎn)化2 水的電離和溶液的酸堿性水是極弱電解質(zhì)水(稀溶液)離子積為常數(shù)稀溶液酸堿性及表示方法pHpH應(yīng)用3 鹽類的水解 水的電離平衡 弱電解質(zhì)的生成鹽類水解水 解的應(yīng)用(平衡移動(dòng))深入綜合運(yùn)用本章知識(shí)結(jié)構(gòu)實(shí)踐活動(dòng)：測定酸堿反應(yīng)曲線滴定實(shí)驗(yàn)操作圖示反應(yīng)曲線第三章重要知識(shí)點(diǎn)第一節(jié)1、強(qiáng)弱電解質(zhì)的概念及其判斷。2、會(huì)寫常見電解質(zhì)的電離方程式 如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2 H2CO3、KHCO3、KHSO4、N

2、H3H2O3、會(huì)分析導(dǎo)電性和強(qiáng)弱電解質(zhì)的關(guān)系。4、影響電離平衡的因素。第三章重要知識(shí)點(diǎn)第二節(jié)1、水的離子積常數(shù)w。2、影響水的電離平衡的因素。3、有關(guān)PH值的簡單計(jì)算。4、中和滴定。水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離。（1）酸、堿溶液稀釋后的pH變化強(qiáng)酸(pHa)弱酸(pHa)強(qiáng)堿(pHb)弱堿(pHb)稀釋10n倍pHanapHan pHbn bnpHb3、pH的簡單計(jì)算特別提醒“無限稀釋7為限”，無論稀釋多大倍數(shù)，酸溶液不顯堿性，堿溶液不顯酸性，無限稀釋時(shí)，溶液pH接近于7。c(H)與c(OH)的相對大小是判定溶液酸堿性的唯一標(biāo)準(zhǔn)，而根據(jù)溶液pH與7的相對大小來判斷時(shí)，要看溶液的溫度是否是

3、常溫(25 )。(2).同強(qiáng)相混混合算a強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合求pHb強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合求pHC.酸過量： 先求c(H)余 再求pHlgc(H)余。D.堿過量： 先求c(OH)余 再求c(H) ，然后求pH。規(guī)律總結(jié)應(yīng)用以上要點(diǎn)，可解決有關(guān)pH計(jì)算問題，在具體計(jì)算中還有以下技巧：若pH(pH的差值)2的兩種強(qiáng)酸溶液等體積混合，pH混pH小0.3。若pH2的兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，pH混pH大0.3。.兩強(qiáng)相混看過量強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合求pHa強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)溶液呈中性，pH7。c(H)酸V(酸)c(OH)堿V(堿)。3、中和滴定實(shí)驗(yàn)1)查漏（用自來水）滴定管是否漏水、旋塞轉(zhuǎn)動(dòng)是否靈活2)洗滌滴定管：先用自

4、來水沖洗再用蒸餾水清洗23次然后用待裝液潤洗錐形瓶：自來水沖洗蒸餾水清洗23次（不能用待盛液潤洗）3)裝液滴定管中加入液體的操作 量取一定體積未知濃度待測液于錐形瓶操作:向滴定管中裝液擠氣泡調(diào)液面記下起始讀數(shù)放液記錄終點(diǎn)讀數(shù)滴入指示劑 滴定管中裝入標(biāo)準(zhǔn)液擠氣泡調(diào)液面記下起始讀數(shù)4)滴定l右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運(yùn)動(dòng)，而不是前后振動(dòng)l左手控制活塞（或玻璃球）l滴加速度先快后慢l視線注視錐形瓶中顏色變化l滴定終點(diǎn)達(dá)到后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù)l復(fù)滴23次四、中和滴定指示劑的選擇及誤差分析中和滴定原理原理：在酸堿中和反應(yīng)中，使用一種已知物質(zhì)的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完全中和

5、，測出二者的體積，根據(jù)化學(xué)方程式中酸和堿的物質(zhì)的量的比值，就可以計(jì)算出堿或酸的溶液濃度。 “恰好完全中和”與“溶液呈中性”兩句話的區(qū)別恰好完全中和，PH7溶液呈中性，堿肯定過量HCl + NH3H2O = NH4Cl + H2O1mol 1mol 1mol分析：c酸v酸=c堿v堿 (一元酸和一元堿)c酸、v堿 為定值，v酸的值偏大， c堿偏高；v酸的值偏小， c堿偏低；用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液（氫氧化鈉放于錐形瓶中）下列操作（其它操作均正確），對氫氧化鈉溶液濃度有什么影響？酸式滴定管1、未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸標(biāo)準(zhǔn)液潤洗酸式滴定管 （ ）2、滴定管內(nèi)壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內(nèi)壁掛水珠 （

6、）3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失（ ）4、滴定操作時(shí)，有少量鹽酸滴于錐形瓶外（ ）5、滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度（ ）偏高偏高偏高偏高偏低導(dǎo)致鹽酸被稀釋，V酸偏大V酸偏大V酸偏大V酸偏大V始偏大V末偏小V酸偏小錐形瓶6、錐形瓶內(nèi)用蒸餾水洗滌后，再用待測氫氧化鈉潤洗 2-3次，將潤洗液倒掉，再裝NaOH溶液（ ）7、錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液（ ）8、滴定過程中搖動(dòng)錐形瓶，不慎將瓶內(nèi)的溶液濺出一部分。（ ）9、指示劑滴加過多（ ）偏高無影響偏低偏低錐形瓶壁上殘留NaOH，V酸偏大導(dǎo)致NaOH的損失，V酸偏小指示劑與NaOH反應(yīng)，V酸偏小NaOH的物質(zhì)的量不變，V酸不變堿

7、式滴定管10、堿式滴定管用水洗后，未用待測液潤洗 （ ）11、取待測液時(shí)，為將盛待測液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除。取液后滴定管尖嘴充滿溶液（ ）偏低偏低 導(dǎo)致NaOH被稀釋，V酸偏小所取NaOH物質(zhì)的量偏小，V酸偏小第三章重要知識(shí)點(diǎn)第三節(jié)1、鹽類水解的本質(zhì)2、水解方程式書寫3、影響水解平衡移動(dòng)的因素4、溶液中粒子濃度大小的比較4. 溶液中離子濃度大小的比較5、溶液中的守恒關(guān)系、物料守恒規(guī)律： 電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解或電離，離子種類增多了，但某些關(guān)鍵性的原子總是守恒的，如Na2S溶液中，S2能水解，故S元素以S2、HS-、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c (Na) =

8、2c (S2) c (HS-) c (H2S)第三章重要知識(shí)點(diǎn)第四節(jié)1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡2、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用3、溶度積和溶度積規(guī)則內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì) a、絕對不溶的電解質(zhì)是沒有的。b、同是難溶電解質(zhì)，溶解度差別也很大。c、易溶電解質(zhì)做溶質(zhì)時(shí)只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。外因： a.濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。b.溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。c.同離子效應(yīng)：在電解質(zhì)A的飽和溶液中，加 入含有相同離 子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，A的溶解平衡會(huì)被抑制。3、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用:(1) 沉淀的生成：反應(yīng)生成沉淀使溶液中某些離子濃度變得更小。(2)沉淀的溶解：侯氏制堿法原理：NH3+NaCl+CO2+H2O=NaHCO3 +NH4Cl