高中化學(xué)選修4第三章復(fù)習(xí)課件

選修4化學(xué)反應(yīng)原理總復(fù)習(xí)章水溶液中的離子平衡復(fù)習(xí)要點(diǎn)一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的判別二、電離平衡和水解平衡三、水的電離和溶液的pH值四、鹽類水解五、酸堿中和滴定基本計(jì)算及應(yīng)用六、難溶電解質(zhì)的溶解平衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離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)2H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3·H2O3、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。①先判斷強(qiáng)、弱電解質(zhì)，決定符號(hào)電離方程式書寫注意事項(xiàng)：③多元弱堿的電離，以一步電離表示。②多元弱酸分步電離，電離能力逐漸降低，以一級(jí)電離為主。④Al(OH)3有酸式和堿式電離。⑤弱酸的酸式鹽的電離是分步電離，先完全電離成金屬離子和酸式酸根，酸式酸根再部分電離。⑥強(qiáng)酸的酸式鹽在水溶液中完全電離，在稀溶液中不存在酸式酸根；而在熔融狀態(tài)，則電離成金屬離子和酸式酸根離子。溶液的酸堿性主要由第一級(jí)電離的結(jié)果所決定。電離常數(shù)的意義：電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估算弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。K值越大，電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如相同條件下常見弱酸的酸性強(qiáng)弱：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO第二節(jié)水的電離和溶液的酸堿性

1、水的離子積常數(shù)Kw。2、影響水的電離平衡的因素。3、有關(guān)pH值的簡(jiǎn)單計(jì)算。4、中和滴定。水的電離和溶液的PH值1、水的電離水的離子積：影響因素KW=c(OH-)·c(H+)(25℃時(shí)，KW=1.0×10-14)溫度：酸：堿：可水解的鹽：T↑，KW↑抑制水的電離，KW不變，pH＜7抑制水的電離，KW

不變，pH＞7促進(jìn)水的的電離，KW

不變2、溶液的酸堿性和pH值c(OH-)＞c(H+)

酸性

pH

＞7c(OH-)＝c(H+)堿性

pH=7c(OH-)＜c(H+)堿性

pH＜7—lgc(H+)方法：1.先反應(yīng)2.按過量的計(jì)算，若酸過量，求c(H+)，再算pH值。若堿過量，求c(OH-)，求c(H+)，再算pH值小結(jié)：有關(guān)pH值的計(jì)算常溫時(shí)：pH+pOH=14pOH=-lgc(OH-)酸堿中和滴定1、原理：2、主要儀器：對(duì)于一元酸和一元堿發(fā)生的中和反應(yīng)：c(酸)C(堿)V(酸)V(堿)3、操作步驟：

洗滌→檢漏→蒸餾水洗→溶液潤(rùn)洗→裝液→排氣泡→調(diào)整液面并記錄→放出待測(cè)液→加入指示劑→滴定→記錄→計(jì)算。(酸、堿式)滴定管、錐形瓶、滴定管夾第三節(jié)鹽類水解1、實(shí)質(zhì)：2、規(guī)律：3、影響因素誰(shuí)弱誰(shuí)水解，都弱都水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性①溫度：②溶液酸堿性：③濃度：越稀越水解，越熱越水解，同離子效應(yīng)鹽電離出來(lái)的離子與水電離出來(lái)的H+

或OH-

結(jié)合，從而使水的電離平衡發(fā)生移動(dòng)的過程。二、電離平衡和水解平衡水解離子方程式：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-（產(chǎn)物不能寫“↑”或“↓”）電離方程式：CH3COOHCH3COO-+H+多元弱酸分步電離多元弱堿一步電離表達(dá)方式弱酸的陰離子+H2O弱酸

+OH-弱堿的陽(yáng)離子+H2O弱堿

+H+弱酸

H++弱酸根離子弱堿

OH-+弱堿陽(yáng)離子變化實(shí)質(zhì)0.1mol/LCH3COONa0.1mol/LCH3COOH實(shí)例強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)研究對(duì)象水解平衡電離平衡研究對(duì)象電離平衡水解平衡影響因素溫度濃度加水加入同種離子加入與產(chǎn)物反應(yīng)的微粒續(xù)前表：升溫，促進(jìn)電離，離子濃度增大升溫，促進(jìn)水解促使電離，離子濃度減小促進(jìn)水解抑制電離抑制水解促進(jìn)電離促進(jìn)水解

一、主要因素：鹽本身的性質(zhì)（內(nèi)因）。

鹽與水生成弱電解質(zhì)的傾向越大（弱電解質(zhì)的電離常數(shù)越?。瑒t水解的程度越大。水解常數(shù)與弱酸/弱堿的電離常數(shù)的關(guān)系式：

Kh=KWKa/Kb（1）鹽的濃度（2）溶液的酸堿度（3）溫度鹽的濃度越小，水解程度越大；反之越小。H+可抑制陽(yáng)離子水解，促進(jìn)陰離子水解；OH-能抑制陰離子水解，促進(jìn)陽(yáng)離子水解。升高溫度可以促進(jìn)水解，反之抑制水解。（4）雙水解弱酸陰離子和弱堿陽(yáng)離子混合能互相促進(jìn)水解。2.外因：同離子效應(yīng)反應(yīng)可以進(jìn)行到底，此時(shí)不用可逆符號(hào)而用等號(hào)，也用氣體和沉淀符號(hào)。越稀越水解越熱越水解電解質(zhì)溶液中的守恒規(guī)律1、電荷守恒規(guī)律:電解質(zhì)溶液中，不論存在多少離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)。如：Na2CO3溶液中，存在Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-，c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3-)＋c(OH-)＋2c(CO32-)2、物料守恒規(guī)律:電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，但某些關(guān)鍵性原子總是守恒的，如K2S溶液中S2-、HS-都能水解，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(K+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)3、質(zhì)子守恒規(guī)律:指溶液中酸堿反應(yīng)的結(jié)果，得質(zhì)子后的產(chǎn)物、得到質(zhì)子的物質(zhì)的量應(yīng)該與失質(zhì)子后的產(chǎn)物、失去質(zhì)子的物質(zhì)的量相等。Na2CO3中:c(H+)+c(HCO3-)＋2c(H2CO3)=c(OH-)鹽類水解的應(yīng)用:1、判斷鹽溶液的酸堿性及pH大小。2、配制某些鹽溶液要考慮鹽類的水解。3、判斷鹽溶液中離子種類多少。4、比較鹽溶液中離子濃度大小。5、施用化肥時(shí)應(yīng)考慮鹽的水解。6、某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿鹽的反應(yīng)。7、試劑的貯存考慮鹽的水解。8、制備某些無(wú)水鹽時(shí)要考慮鹽類的水解。9、判斷離子大量共存時(shí)，要考慮鹽類的水解。10、溶液中某些離子的除雜，需考慮鹽的水解。11、用鐵鹽與鋁鹽作凈水劑時(shí)考慮鹽類的水解。12、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、日常生活，常利用鹽類水解的知識(shí)。如：泡沫滅火器工作原理，熱堿液洗油污等。1、生成沉淀的離子反應(yīng)能發(fā)生的原因生成物的溶解度很小2、AgCl溶解平衡的建立當(dāng)v（溶解）＝v(沉淀）時(shí)，得到飽和AgCl溶液，建立溶解平衡

溶解

AgCl(s)Ag＋(aq)+Cl－(aq)

沉淀第四節(jié)難溶電解質(zhì)的溶解平衡3、生成難溶電解質(zhì)的離子反應(yīng)的限度難溶電解質(zhì)的溶解度小于0.01g，離子反應(yīng)生成難溶電解質(zhì)，離子濃度小于1×10－5mol/L時(shí)，認(rèn)為反應(yīng)完全，但溶液中還有相應(yīng)的離子。溶度積常數(shù)（Ksp）Ksp=[c(Mn+)]m?[c(Am-)]n注意：Ksp與溫度有關(guān)溶度積常數(shù)（Ksp）的意