化學新人教版選修4 第三章《水溶液中的離子平衡》課件

第三章復(fù)習課化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》

內(nèi)容標準

活動與探究建議能描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,了解酸堿電離理論。知道水的離子積常數(shù)，能進行溶液pH的簡單計算。初步掌握測定溶液pH的方法，知道溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究的重要應(yīng)用。認識鹽類水解的原因，歸納影響鹽類水解程度的主要因素，能舉例說明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)。①實驗：用pH計測定中和反應(yīng)過程中溶液曲線。②實驗：測定不同鹽溶液的pH，說明這些鹽溶液呈酸性、中性或堿性的原因。③實驗探究：促進或抑制氯化鐵的水解。④實驗：沉淀的轉(zhuǎn)化。⑤查閱資料并交流：含氟牙膏預(yù)防齲齒的化學原理，提出加氟預(yù)防齲齒需要注意的問題。課標中相應(yīng)要求化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》1．了解強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)在水溶液中電離程度的差異，會判斷常見的強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。2．了解電離平衡概念，描述弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。3．會書寫常見弱電解質(zhì)的電離方程式。4．了解酸堿電離理論。5．知道水的離子積常數(shù)Kw及其與溫度的關(guān)系。6．了解溶液的pH、溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度大小、溶液酸堿性之間的關(guān)系。7．了解pH與c(H+

)的定量關(guān)系，能進行溶液pH的簡單計算。8．初步掌握測定溶液pH的方法。9．學會使用滴定管，能進行酸堿滴定，并能繪制滴定過程中的pH變化曲線，了解酸堿中和過程中pH的變化規(guī)律。知識點深廣度的建議化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》10．通過閱讀、查找資料等方法，認識溶液pH的調(diào)控在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科學研究中的重要應(yīng)用。11．認識鹽類水解的原理，能解釋強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解。弱酸弱堿鹽的水解不作要求。12．運用比較、分類、歸納、概括等方法得出鹽類水解規(guī)律，探究影響鹽類水解程度的主要因素。13．能運用鹽類水解的規(guī)律判斷常見鹽溶液的酸堿性。14．會書寫鹽類水解的離子方程式。15．能舉例說明鹽類水解在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用。16．知道難溶物在水中的溶解情況及沉淀溶解平衡的建立過程，能描述沉淀溶解平衡。17．知道溶度積的概念和沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)，能用溶度積判斷沉淀的產(chǎn)生或溶解。有關(guān)溶度積的計算不作要求。18．知道沉淀溶解平衡在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用（沉淀的生成和分步沉淀，沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化）?；瘜W新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》化學平衡理論§1弱電解質(zhì)的電離強弱電解質(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pH→pH

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)深入綜合運用本章知識結(jié)構(gòu)化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI強堿：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH、ROH……大部分鹽：活潑金屬的氧化物：弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH弱堿：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……水：大部分有機物：除有機酸、堿、鹽之外非金屬的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)本章主要知識點

化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》強、弱電解質(zhì)的比較：項目強電解質(zhì)弱電解質(zhì)相同點都是電解質(zhì)、都是化合物，熔融或在溶液中能電離不同點化合物類型離子化合物、極性共價化合物極性共價化合物化學鍵離子鍵、極性鍵（主要）極性鍵（主要）電離程度完全電離部分電離電離過程不可逆、不存在電離平衡可逆、存在電離平衡溶液中的微粒水合離子分子、水合離子物質(zhì)種類強酸、強堿、大部分鹽弱酸、弱堿、水化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》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：例如H3PO4、H2CO3的電離表達方式弱酸的陰離子+H2O弱酸+OH—弱堿的陽離子+H2O弱堿+H+弱酸H++弱酸根離子弱堿OH—+弱堿陽離子變化實質(zhì)0.1mol/LCH3COONa0.1mol/LCH3COOH實例強電解質(zhì)（鹽類）弱電解質(zhì)研究對象水解平衡電離平衡二、電離平衡和水解平衡化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》研究對象弱電解質(zhì)強電解質(zhì)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，進電離離子濃度增大升溫，促進水解促使電離，分子、離子濃度減小促進水解、分子、離子濃度減小抑制電離抑制水解促進電離促進水解※

越稀越電離，越熱越電離；越稀越水解，越熱越水解?；瘜W新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》三、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，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促進水的的電離，KW

不變2、溶液的酸堿性和PH值c（OH—）＞c（H+）堿性PH

＞7c（OH—）＝c（H+）中性

PH=7c（OH—）＜c（H+）堿性

PH＜7—lgc（H+）水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱的電離?；瘜W新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》四、鹽類水解1、實質(zhì)：2、規(guī)律：3、影響因素誰弱誰水解，都弱都水解，誰強顯誰性，兩弱具體定。①溫度：②溶液酸堿性：③濃度：越稀越水解，越熱越水解鹽電離出來的離子與水電離出來的H+或OH—結(jié)合，從而使水的電離平衡發(fā)生移動的過程。化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》五、酸堿中和滴定1、原理：2、主要儀器：n(

酸)n(

堿)γ(

酸)γ(

堿)γ

(

酸)γ(

堿)c(

酸)V(

酸)c(

堿)V(

堿)對于一元酸和一元堿發(fā)生的中和反應(yīng)：3、操作步驟：

洗滌→檢漏→蒸餾水洗→溶液潤洗→裝液→排氣泡→調(diào)整液面并記錄→放出待測液→加入指示劑→滴定→記錄→計算。(酸、堿)滴定管、錐形瓶、滴定管夾γ

(

堿)γ

(

酸)1c(

酸)c(

堿)V(

酸)V(

堿)化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》

中和滴定實驗中的誤差因素分析一、儀器潤洗不當

⒈盛標準液的滴定管用蒸餾水洗后未用標準液潤洗；⒉盛待測液的滴定管或移液管用蒸餾水洗后未用待測液潤洗；⒊錐形瓶用蒸餾水洗后再用待測液潤洗；二、讀數(shù)方法有誤

⒈滴定前仰視，滴定后俯視；⒉滴定前俯視，滴定后仰視；⒊天平或量筒的使用讀數(shù)方法錯誤；三、操作出現(xiàn)問題

⒈盛標準液的滴定管漏夜；⒉盛待測液的滴定管滴前尖嘴部分有氣泡，終了無氣泡（或前無后有）；⒊振蕩錐形瓶時，不小心有待測液濺出；⒋滴定過程中，將標準液滴到錐形瓶外；⒌快速滴定后立即讀數(shù)；化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》四、指示劑選擇欠妥

⒈用強酸滴定弱堿，指示劑用：甲基橙⒉用強堿滴定弱酸，指示劑選用：酚酞（①強酸滴定弱堿，必選甲基橙；②強堿滴定弱酸，必選酚酞；③兩強滴定，原則上甲基橙和酚酞皆可選用；但還有區(qū)別。）五、終點判斷不準確

⒈如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴標準液未滴下；2.終點判斷遲或早。六、樣品中含有雜質(zhì)

⒈用鹽酸滴定含Na2O的NaOH

樣品；⒉用含Na2CO3的NaOH

標準液滴定鹽酸；七、指示劑的變色范圍pH1234567891011121314甲基橙紅色橙色黃色石蕊紅色紫色藍色酚酞無色淺紅色紅色化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》六、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、沉淀溶解平衡：（1）概念：在一定條件下，當難溶電解質(zhì)的溶解速率與溶液中的有關(guān)離子重新生成沉淀的速率相等時，此時溶液中存在的溶解和沉淀間的動態(tài)平衡，稱為沉淀溶解平衡。溶解平衡時的溶液是飽和溶液。（2）特征：逆、等、動、定、變（3）影響因素：①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)時只要是飽和溶液也可存在溶解平衡。②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(yīng)：在電解質(zhì)A的飽和溶液中，加入含有相同離子的強電解質(zhì)時，的溶解平衡會被抑制。2.溶度積和溶度積規(guī)則:(1)、溶度積(Ksp):在一定溫度下,在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中,各離子濃度冪之乘積為一常數(shù).化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》3、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用:(2)、表達式：（MmAn的飽和溶液）Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n(3)、溶度積規(guī)則:離子積Qc=c(Mn+)m·c(Am-)nQc>Ksp,溶液處于過飽和溶液狀態(tài),生成沉淀.Qc=Ksp,沉淀和溶解達到平衡,溶液為飽和溶液.Qc<Ksp,溶液未達飽和,沉淀發(fā)生溶解.(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：(3)、沉淀的轉(zhuǎn)化：侯氏制堿法原理：NH3+NaCl+CO2+H2O=NaHCO3+NH4Cl溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀。兩者差別越大，轉(zhuǎn)化越容易。這類反應(yīng)發(fā)生的特點：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，認為反應(yīng)完全，但溶液中還有相應(yīng)的離子。沉淀的轉(zhuǎn)化的實質(zhì)就是沉淀溶解平衡的移動化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》

重難點知識透析1、已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導(dǎo)電，它們都是電解質(zhì)嗎？解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可導(dǎo)電，是因為它們與水化合后，生成的化合物電離出陰、陽離子而導(dǎo)電，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能電離出自由移動的離子，所以它們屬于非電解質(zhì)。2、電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強弱與電解質(zhì)強弱的關(guān)系？影響溶液導(dǎo)電能力的因素:

①自由移動離子濃度的大小。(主要決定因素)溫度一定,離子濃度越大，導(dǎo)電能力越強.②溫度：溫度越高，導(dǎo)電能力越強。(與金屬導(dǎo)電相反)③離子電荷數(shù)：電荷數(shù)越高，導(dǎo)電能力越強。由此可知：強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)強。如：較濃醋酸的導(dǎo)電能力可比極稀HCl溶液強。CaCO3雖為強電解質(zhì)，但溶于水所得溶液極稀，導(dǎo)電能力極差.化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》3.有關(guān)PH值的計算:PH值的計算一——

直接求酸和堿的PHPH=-lgc(H+)POH=-lgc(OH-)常溫下：PH+POH=14PH值的計算二——酸和堿的稀釋pH值計算三——

強酸與強酸混合pH值計算四——

強堿與強堿混合關(guān)鍵：抓住氫離子進行計算！注意：無限稀釋為中性！關(guān)鍵：抓住氫氧根離子濃度進行計算！解答關(guān)鍵：⑴抓住溶液的主體——主導(dǎo)因素⑵當稀釋時引起溶液的酸堿性發(fā)生“改變”時，需考慮水的電離化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》4、溶液中粒子濃度大小的比較⑴．多元弱酸溶液，根據(jù)多步電離分析，如H3PO4溶液中，c(H＋)>c(H2PO4-)>c(HPO4

2-)>c(PO4

3-)。⑵．多元弱酸的正鹽溶液根據(jù)弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，

c(Na＋)>c(CO32-)>c(OH－)>c(HCO3

-)。⑶．不同溶液中同一離子濃度的比較，要看溶液中其他離子對它的影響。如在相同物質(zhì)的量濃度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4

③NH4HSO4,c(NH4+)由大到小的順序是③>①>②⑷．混合溶液中各離子濃度的比較，要進行綜合分析，如電離因素、水解因素等。其方法思路是：首先確定溶液中電解質(zhì)的種類然后再分析電解質(zhì)電離程度和鹽類水解程度的大小。當遇到弱酸與其強堿鹽共存時，或者多元弱酸酸式鹽(H2PO4-

、HCO3

-)，要注意考慮電離與水解程度的相對大小。化學新人教版選修4第三章《水溶液中的離子平衡》5、溶液中的守恒關(guān)系⑴、電荷守恒規(guī)律：電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)，也就是所謂的電荷守恒規(guī)律。如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO3

-、CO32-

、OH－，但存在如下關(guān)系:c(Na＋)＋

c(H＋)=