高中化學選修4第三章復習課件

選修4化學反應原理總復習章水溶液中的離子平衡復習要點一、電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(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算及應用六、難溶電解質(zhì)的溶解平衡第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離1、強弱電解質(zhì)的概念及其判斷。2、會寫常見電解質(zhì)的電離方程式如：CH3COOH、H2S、Cu(OH)2H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3·H2O3、會分析導電性和強弱電解質(zhì)的關系。4、影響電離平衡的因素。①先判斷強、弱電解質(zhì)，決定符號電離方程式書寫注意事項：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。K值越大，電離程度越大，酸性越強。如相同條件下常見弱酸的酸性強弱：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pH值的簡單計算。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，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+)

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2.按過量的計算，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pH值的計算常溫時：pH+pOH=14pOH=-lgc(OH-)酸堿中和滴定1、原理：2、主要儀器：對于一元酸和一元堿發(fā)生的中和反應：c(酸)C(堿)V(酸)V(堿)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、堿式)滴定管、錐形瓶、滴定管夾第三節(jié)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。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)弱電解質(zhì)研究對象水解平衡電離平衡研究對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)物反應的微粒續(xù)前表：升溫，促進電離，離子濃度增大升溫，促進水解促使電離，離子濃度減小促進水解抑制電離抑制水解促進電離促進水解

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)越小），則水解的程度越大。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+可抑制陽離子水解，促進陰離子水解；OH-能抑制陰離子水解，促進陽離子水解。升高溫度可以促進水解，反之抑制水解。（4）雙水解弱酸陰離子和弱堿陽離子混合能互相促進水解。2.外因：同離子效應反應可以進行到底，此時不用可逆符號而用等號，也用氣體和沉淀符號。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，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽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、施用化肥時應考慮鹽的水解。6、某些活潑金屬與強酸弱堿鹽的反應。7、試劑的貯存考慮鹽的水解。8、制備某些無水鹽時要考慮鹽類的水解。9、判斷離子大量共存時，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。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v（溶解）＝v(沉淀）時，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)的離子反應的限度難溶電解質(zhì)的溶解度小于0.01g，離子反應生成難溶電解質(zhì)，離子濃度小于1×10－5mol/L時，認為反應完全，但溶液中還有相應的離子。溶度積常數(shù)（Ksp）Ksp=[c(Mn+)]m?[c(Am-)]n注意：Ksp與溫度有關溶度積常數(shù)（Ksp）的意