人教版高中化學選修4-第三章章末復習：《水溶液中的離子平衡》復習課件

1、化學 必修4第三章 水溶液中的離子平衡章末總結化學平衡理論1 弱電解質的電離強弱電解質弱電解質電離為可逆電離平衡電離常數(shù)4 難溶電解質的溶解平衡 難溶不溶溶解平衡應用：生成、溶解、轉化2 水的電離和溶液的酸堿性水是極弱電解質水(稀溶液)離子積為常數(shù)稀溶液酸堿性及表示方法pHpH應用3 鹽類的水解 水的電離平衡 弱電解質的生成鹽類水解水 解的應用(平衡移動)深入綜合運用本章知識結構實踐活動：測定酸堿反應曲線滴定實驗操作圖示反應曲線第三章重要知識點第一節(jié)1、強弱電解質的概念及其判斷。2、會寫常見電解質的電離方程式 如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2 H2CO3、KHCO3、KHSO4、N

2、H3H2O3、會分析導電性和強弱電解質的關系。4、影響電離平衡的因素。第三章重要知識點第二節(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PH值的簡單計算。4、中和滴定。水是一種極弱的電解質，能微弱的電離。（1）酸、堿溶液稀釋后的pH變化強酸(pHa)弱酸(pHa)強堿(pHb)弱堿(pHb)稀釋10n倍pHanapHan pHbn bnpHb3、pH的簡單計算特別提醒“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，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準，而根據(jù)溶液pH與7的相對大小來判斷時，要看溶液的溫度是否是

3、常溫(25 )。(2).同強相混混合算a強酸與強酸混合求pHb強堿與強堿混合求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)律總結應用以上要點，可解決有關pH計算問題，在具體計算中還有以下技巧：若pH(pH的差值)2的兩種強酸溶液等體積混合，pH混pH小0.3。若pH2的兩種強堿溶液等體積混合，pH混pH大0.3。.兩強相混看過量強酸與強堿混合求pHa強酸與強堿恰好完全反應溶液呈中性，pH7。c(H)酸V(酸)c(OH)堿V(堿)。3、中和滴定實驗1)查漏（用自來水）滴定管是否漏水、旋塞轉動是否靈活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液面記下起始讀數(shù)放液記錄終點讀數(shù)滴入指示劑 滴定管中裝入標準液擠氣泡調液面記下起始讀數(shù)4)滴定l右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運動，而不是前后振動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滴定終點達到后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù)l復滴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：在酸堿中和反應中，使用一種已知物質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)化學方程式中酸和堿的物質的量的比值，就可以計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；用標準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、未用標準鹽酸標準液潤洗酸式滴定管 （ ）2、滴定管內壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內壁掛水珠 （

6、）3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失（ ）4、滴定操作時，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、滴定過程中搖動錐形瓶，不慎將瓶內的溶液濺出一部分。（ ）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酸偏大導致NaOH的損失，V酸偏小指示劑與NaOH反應，V酸偏小NaOH的物質的量不變，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，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 導致NaOH被稀釋，V酸偏小所取NaOH物質的量偏小，V酸偏小第三章重要知識點第三節(jié)1、鹽類水解的本質2、水解方程式書寫3、影響水解平衡移動的因素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、溶液中的守恒關系、物料守恒規(guī)律： 電解質溶液中，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系：c (Na) =

8、2c (S2) c (HS-) c (H2S)第三章重要知識點第四節(jié)1、難溶電解質的溶解平衡2、沉淀反應的應用3、溶度積和溶度積規(guī)則內因：電解質本身的性質 a、絕對不溶的電解質是沒有的。b、同是難溶電解質，溶解度差別也很大。c、易溶電解質做溶質時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。b.溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動。c.同離子效應：在電解質A的飽和溶液中，加 入含有相同離 子的強電解質時，A的溶解平衡會被抑制。3、沉淀反應的應用:(1) 沉淀的生成：反應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