中文字幕精品无码一区二区,成全视频在线播放观看方法,大伊人青草狠狠久久,亚洲一区影音先锋色资源

第三章 章末復習 課件(共46張PPT) 2023-2024學年高二化學人教版(2019)選擇性必修1

資源下載
  1. 二一教育資源

第三章 章末復習 課件(共46張PPT) 2023-2024學年高二化學人教版(2019)選擇性必修1

資源簡介

(共46張PPT)
第三章 水溶液中的離子反應與平衡
章末復習
1.回顧本單元的文本及教材,熟悉本單元的知識及邏輯結構;
2.能從電離、離子反應、化學平衡的角度分析溶液的性質;
3.熟練運用平衡移動原理解決有關電解質溶液的問題。
知識點一:電解質的分類
1.弱電解質的電離平衡
在一定條件下(如溫度和濃度),弱電解質電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等時,電離過程達到電離平衡狀態。如圖所示:
知識點二:弱電解質的電離平衡
特征:逆、等、動、定、變
2.影響電離平衡的條件
(1)內因:物質本身的性質
(2)外因:
①溫度:由于電離過程是吸熱的過程,所以升高溫度,平衡向電離方向移動,電離程度增大
②濃度:I、加水稀釋→平衡向電離的方向移動→電離程度增大→但離子濃度減小
II、增大弱電解質的濃度→平衡向電離方向移動→但電離程度減小
III、加入同濃度的弱電解質溶液→平衡不移動→各微粒濃度不變、電離程度不變
IV、加入其它試劑,減小或增大弱電解質電離出的某離子的濃度,可促進或抑制電離
知識點三:電離平衡常數
1.表達式:
以AB A++B-為例,則
2.影響因素:
(1)物質本身的性質決定
(2)只受溫度影響,升高溫度,電離平衡常數增大,電離程度越大
3.意義:相同條件下,K值越大,表示該弱電解質越易電離,所對應溶液的酸性或堿性越強
1.電離方程式:
H2O
H++OH- 或 H2O+H2O
H3O ++OH-
2.特點:
由水電離出的H+與OH-濃度相等,即c(H+)水=c(OH-)水
3.影響因素:
(1)促進:
①升溫
②加活潑金屬
④加弱堿陽離子或弱酸陰離子(即能水解的鹽)
③電解
(2)抑制:
①降溫
②加酸或堿
③加強酸酸式鹽
知識點四:水的電離
知識點五:水的離子積
表達式:Kw=c(H+)·c(OH-)
①c(H+)和c(OH-)均表示整個溶液中的H+、OH-的總物質的量濃度
②Kw不僅適用于純水,也適用于酸、堿、鹽的稀溶液
酸溶液中:Kw= c(H+)酸·c(OH-)水
堿溶液中:Kw= c(H+)水·c(OH-)堿
鹽溶液中:Kw= c(H+)水·c(OH-)水
③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同,但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水
④Kw只與溫度有關,溫度升高,Kw增大,水更易電離
25℃時,Kw=1.0×10-14
100℃時,Kw=1.0×10-12
知識點六:溶液的酸堿性與pH
1.溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關系
c(H+)與c(OH-)的關系 c(H+)的范圍(25 ℃)/(mol·L-1)
中性溶液 c(OH-)=c(H+) c(H+)=1.0×10-7
酸性溶液 c(OH-)1.0×10-7
堿性溶液 c(OH-)>c(H+) c(H+)<1.0×10-7
2.溶液的酸堿性與pH
(1)pH
(2)溶液的酸堿性與pH的關系(常溫下)
(3)溶液酸堿性的測定方法
①酸堿指示劑法
②利用pH試紙測定。
③利用pH計測定。
知識點七:酸堿中和滴定
酸堿中和滴定的原理:H++OH-=H2O 即利用中和反應時,c(H+)酸·V酸= c(OH-)堿·V堿
則c(H+)酸=
或 c(OH-)堿=
知識點八:鹽類的水解
1.實質
鹽電離―→ ―→破壞了水的電離平衡―→水的電離程度增大―→c(H+)≠c(OH-)―→溶液呈堿性、酸性或中性。
2.特點
1.極其微弱,為可逆反應,存在水解平衡
2.是中和反應的逆反應,水解反應是吸熱反應
3.規律:
有弱就水解,無弱不水解;
越弱越水解,都弱都水解;
誰強顯誰性,同強顯中性
知識點九:影響鹽類水解的主要因素
1.內因:
反應物的性質。
越弱越水解,越水解其酸(或堿)性越強。
2.外因:
(1)溫度:
升高溫度,促進水解
(2)濃度:
加水稀釋 →向右移動→水解程度大→酸(或堿)性減弱
鹽的濃度越高→向右移動→水解程度小→酸(或堿)性增強
(3)同離子效應:加酸或堿抑制或促進水解
小結:越弱越水解,越熱越水解,越稀越水解,加酸或堿抑制或促進水解
知識點十:難溶電解質溶解平衡的特點
逆——沉淀溶解平衡是一個可逆過程
等——溶解速率和沉淀速率相等
動——動態平衡,溶解速率和沉淀速率不等于零
定——平衡狀態時,溶液中的離子濃度保持不變
變——當改變外界條件時,溶解平衡發生移動
注:(1)生成沉淀的離子反應不能進行到底(即離子濃度≠0),
一般情況下,當溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5mol/L時,化學上通常認為生成沉淀的反應就進行完全了
(2)易溶的飽和溶液中也存在溶解平衡。例:NaCl飽和溶液中存在溶解和結晶平衡
知識點十一:影響難溶電解質的因素
1.內因:難溶電解質本身的性質
2.外因:(1)濃度:加水,平衡向溶解方向移動,溶解度不變
(2)溫度:升溫,多數平衡向溶解方向移動(原因:溶解吸熱);但少數向沉淀方向移動(例:Ca(OH)2)
(3)同離子效應:加入相同的離子,平衡向沉淀方向移動,溶解度減小
(4)加入與體系中某些離子反應的物質,產生氣體或更難溶的物質,導致平衡向溶解的方向移動。
知識點十二:溶度積常數(簡稱溶度積) ——Ksp
1.表達式
對于溶解平衡:MmAn(s)
mMn+(aq)+nAm-(aq) 反應
Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n
例:Ag2S(s)
2Ag+(aq)+S2-(aq) Ksp=c2(Ag+)·c(S2-)
2.意義:
對于同類型(陰、陽離子個數相同)的難溶電解質,
在相同溫度下,Ksp越大→S(溶解度)越大
例:Ksp(AgCl)=1.8×10-10 Ksp(AgBr)=6.3×10-15
說明S(AgCl)> S(AgBr)
3.影響因素:
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關
4.應用:
判斷有無沉淀——溶度積規則
Q(離子積)= [c(Mn+)]m·[c(Am-)]n
Q>Ksp時,溶液中有沉淀析出
Q=Ksp時,沉淀與溶解處于平衡狀態
Q1.沉淀的生成
(1)調節pH法(2)加沉淀劑法。
知識點十二:沉淀溶解平衡的應用
2.沉淀的溶解
(1)原理:根據平衡移動原理,對于在水中難溶的電解質,如果能設法不斷地移去平衡體系中的相應離子,使平衡向沉淀溶解的方向移動,就可以使沉淀溶解。
(2)溶解沉淀的試劑類型。
①用強酸溶解
②用某些鹽溶液溶解
3.沉淀的轉化
【典例】泡沫滅火器內含有NaHCO3濃溶液(置于鐵桶內)和濃Al2(SO4)3溶液(置于玻璃瓶內)。使用時把滅火器倒置即有泡沫噴出滅火。
(1)寫出倒置滅火器時所發生反應的離子方程式: 。
(2)滅火器內NaHCO3溶液體積和Al2(SO4)3溶液體積之比約為5∶1,請估計兩種溶液的物質的量濃度之比約為    ;    溶液稍過量更好些。
考點1:陰、陽離子水解相互促進的應用
相互促進水解的離子主要有如下幾種情況
(1)兩種離子水解相互促進。有下面兩種情況:
①兩種離子水解,強烈的相互促進,使反應趨于完全,其離子方程式中應用“=”連接,產物應標明“↑”“↓”。
②兩種離子水解,相互促進但不強烈,其離子方程式仍用“ ”連接。
(2)發生復分解反應。當發生復分解反應生成的沉淀比水解反應生成的沉淀更難溶時,物質之間發生復分解反應。
(3)發生氧化還原反應。物質之間若既能發生氧化還原反應,又能發生水解反應,通常以氧化還原反應為主。
【變式1】下列離子組一定不能大量共存的是(  )
C
【變式2】(1)明礬可用于凈水,原因是       (用離子方程式表示)。
把FeCl3溶液蒸干,灼燒,最后得到的主要固體產物是      。
(2)純堿可代替洗滌劑洗滌餐具,原因是
                  (用離子方程式表示)。
(3)為了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加熱攪拌的條件下加入MgCO3固體,過濾后再加入足量鹽酸。MgCO3固體能除去Fe3+的原因是
       。
考點2:酸堿中和滴定曲線問題
【典例】 以酚酞為指示劑,用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知濃度的二元酸H2A溶液。溶液中,pH、分布系數δ隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關系如圖所示。[比如A2-的分布系數: 下列敘述正確的是(  )
A.曲線①代表δ(H2A),曲線②代表δ(HA-)
B.H2A溶液的濃度為0.200 0 mol·L-1
C.HA-的電離常數Ka=1.0×10-2
D.滴定終點時,溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
C
抓反應的“起始點” 判斷酸、堿的相對強弱
抓反應的“一半點” 判斷是哪種溶質的等量混合
抓溶液的“中性點” 判斷溶液中溶質的成分及哪種物質過量或不足
抓“恰好反應點” 判斷生成的溶質成分及溶液的酸堿性
抓反應的“過量點” 判斷溶液中的溶質,判斷哪種物質過量
1.關鍵“五點”
2.示例點撥
常溫下,向20 mL 0.1 mol·L-1 HA溶液中逐滴加入0.1 mol·L-1 NaOH溶液,溶液pH的變化如圖所示:
【變式】 常溫下,用0.100 0 mol·L-1NaOH溶液滴定20.00 mL某未知濃度的CH3COOH溶液,滴定曲線如圖所示。已知在點③處恰好中和。下列說法錯誤的是(  )
A.點①②③三處溶液中水的電離程度依次增大
B.該溫度時CH3COOH的電離平衡常數約為1.8×10-5
C.點③處c(OH-)<c(CH3COOH)+ c(H+)
D.滴定過程中可能出現:c(CH3COOH)>c(CH3COO-)> c(H+)>c(Na+)>c(OH-)
C
【典例1】 常溫下,下列溶液中有關微粒的物質的量濃度關系正確的是(  )
A.pH=8 的CH3COONa溶液:c(CH3COOH)=9.9×10-7 mol·L-1
B.0.1 mol·L-1Na2SO3溶液:c(Na+)+c(H+)=c()+c()+c(OH-)
C.0.1 mol·L-1NaHCO3溶液:c(Na+)+c(OH-)=c()+c(H2CO3)+c(H+)
D.0.1 mol·L-1CH3COONa溶液中通入HCl至溶液pH=7:c(Na+)> c(CH3COOH)>c(Cl-)
A
考點3:電解質溶液中三大守恒關系的應用
AD
【典例2】(雙選)室溫下,將兩種濃度均為0.1 mol·L-1的溶液等體積混合,若溶液混合引起的體積變化可忽略,下列各混合溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是(  )
A.NaHCO3-Na2CO3混合溶液(pH=10.30):c(Na+)> c()> c()> c(OH-)
B.氨水-NH4Cl混合溶液(pH=9.25):c()+c(H+)=c(NH3·H2O)+c(OH-)
C.CH3COOH-CH3COONa混合溶液(pH=4.76):c(Na+)> c(CH3COOH)> c(CH3COO-)>c(H+)
D.H2C2O4-NaHC2O4混合溶液(pH=1.68,H2C2O4為二元弱酸):c(H+)+c(H2C2O4)=c(Na+)+c()+c(OH-)
(1)電荷守恒規律:電解質溶液中,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一定等于陽離子所帶正電荷總數。
(2)元素質量守恒(物料守恒)規律:電解質溶液中,由于某些離子能水解或電離,離子的存在形式發生了變化,就該離子所含的某種元素來說,其質量在變化前后是守恒的。
(3)質子守恒規律:電解質溶液中,由于電離、水解等過程的發生,往往存在質子(H+)的轉移,但轉移過程中質子數量保持不變,稱為質子守恒。
解決混合溶液中粒子濃度問題的整體思路
【變式1】常溫下,將a L 0.1 mol·L-1的NaOH溶液與b L 0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液混合。下列有關混合溶液的說法一定不正確的是(  )
A.ac(Na+)>c(H+)>c(OH-)
B.a>b時,c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
C.a=b時,c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-)
D.無論a、b有何關系,均有c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)
解析:由電荷守恒得c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),故D正確;若b>a,醋酸過量,混合后溶液為CH3COONa與CH3COOH的混合溶液,當溶液呈酸性時A正確;若a=b,反應后的溶液為CH3COONa溶液,由于CH3COO-水解而顯堿性,根據質子守恒可知,C正確;若a>b,說明堿過量,溶液為CH3COONa與NaOH的混合溶液,存在c(Na+)>c(CH3COO-),B錯誤。
B
【變式2】在常溫下,向10 mL濃度均為0.1 mol·L-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1 mol·L-1的鹽酸,溶液pH隨鹽酸加入體積的變化如圖所示。下列說法正確的是(  )
B
典例1下列物質的溶液在蒸發皿中加熱蒸干、灼燒,可以得到該物質的固體的是(  )
A.FeCl3 B.Na2SO3 C.KMnO4 D.MgSO4
解析:FeCl3的溶液在蒸發皿中加熱蒸干、灼燒得到Fe2O3;Na2SO3的溶液在蒸發皿中加熱蒸干、灼燒得到Na2SO4;KMnO4加熱分解。
考點4:不同類型鹽溶液蒸干后所得固體的判斷
D
解決溶液蒸干是否得到原溶質的問題時,常常需要從以下幾個方面進行分析
(1)加熱揮發性酸的弱堿鹽(銨鹽除外)的水合晶體或溶液時,得到水解產物(也可能再分解)。
(2)加熱揮發性酸的強堿鹽溶液或不揮發性酸的弱堿鹽溶液等,得到的固體一般為原溶質。
(3)某些鹽溶液在加熱過程中或蒸干后可能發生分解反應,最終得到分解產物。
(4)加熱陰、陽離子均易水解且水解產物易揮發的鹽的水溶液,蒸干時得不到任何固體物質,如(NH4)2S、(NH4)2CO3等。
(5)加熱蒸干易被氧化的鹽溶液,蒸干后得到其氧化產物。
例如,FeSO4溶液蒸干后得到Fe2(SO4)3。Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4。
【變式1】在蒸發皿中加熱蒸干并灼燒下列物質的溶液,可以得到該固體物質的是(  )
A.MgCl2 B.Al2(SO4)3
C.Ca(HCO3)2 D.(NH4)2CO3
B
【變式2】在蒸發皿中加熱蒸干并灼燒(低于400 ℃)下列溶液,可以得到原溶質的是(  )
A.氯化鎂溶液 B.硫酸亞鐵溶液
C.碳酸氫鈉溶液 D.硫酸鋁溶液
解析:氯化鎂溶液蒸干并灼燒得到氧化鎂;硫酸亞鐵溶液蒸干并灼燒最后得到硫酸鐵;碳酸氫鈉溶液蒸干并灼燒最后得到碳酸鈉,硫酸鋁溶液蒸干并灼燒最后得到硫酸鋁。
D
考點5:四大平衡常數對比
【典例】已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分別表示化學平衡常數、弱酸的電離平衡常數、水的離子積常數、鹽的水解平衡常數、難溶電解質的溶度積常數。
(1)有關上述常數的說法正確的是________(填標號)。
a.它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度
b.它們的大小都隨溫度的升高而增大
c.常溫下,CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka
d.一定溫度下,在CH3COONa溶液中,Kw=Ka·Kh
(2)25 ℃時,H2SO3 +H+的電離常數Ka=1.4×10-2 mol/L,
則該溫度下pH=3、c()=0.1 mol/L的NaHSO3溶液中
c(H2SO3)= 。
ad
0.007 mol/L
認知
思路
找準粒子
溶解、反應、電離、水解
找準平衡
寫對平衡
電離平衡、水解平衡、
沉淀溶解平衡
用好常數
Ka Kb Kw Kh Ksp
分析動向
判斷結果
定量、定性
【變式1】已知 25 ℃,NH3·H2O 的 Kb=1.8×10-5,H2SO3 的 Ka1=1.3×10-2,Ka2= 6.2×10-8。若氨水的濃度為 2.0 mol·L-1,溶液中的 c(OH-) = mol·L-1.將SO2通入該氨水中,當 c(OH-) 降至1.0×10-7 mol·L-1 時,溶液中的 c(SO32-) /c(HSO3- )= 。
6.0×10-3
0.62
Kb=
c ( NH4+).c( OH- )
c(NH3·H2O)
找平衡:NH3·H2O NH4+ +OH-


平:
列等式:
x= c(OH-) = 6.0×10-3 mol/L
≈2 mol/L
算結果:
2 mol/L 0 0
x x x
(2 –x) mol/L x x
=1.8×10-5
x2
2
=
25℃:c(OH-)= c(H+)=10-7 mol/L
c(SO32-)
c(HSO3-)
c(SO32-) c(H+)
c(HSO3-)
Ka2=
=0.62
c(H+)
Ka2
=
【變式2】相同溫度下,根據三種酸的電離常數,下列判斷正確的是( )
A.三種酸的強弱關系:HX>HY>HZ
B.反應HX+Y-===HY+X-能夠發生
C.相同溫度下,0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液pH最小
D.相同溫度下,1 mol·L-1 HX溶液的電離常數大于0.1 mol·L-1 HX
酸 HX HY HZ
電離常數Ka 9×10-7 9×10-6 1×10-2
C
【解析】A.相同溫度下,酸的電離常數越大,則酸的電離程度越大,酸的酸性越強,則酸根離子水解程度越小,根據電離平衡常數知,這三種酸的強弱順序為HZ>HY>HX,故A錯誤;B.由A知,HY的酸性強于HX,根據強酸制取弱酸知,該反應HX+Y-===HY+X-不能發生,故B錯誤;C.根據電離平衡常數知,這三種酸的強弱順序是HZ>HY>HX,根據鹽越弱越水解,0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液,NaZ溶液pH最小,故C正確;D.電離平衡常數與濃度無關,只受溫度影響,相同溫度下同一物質的電離平衡常數不變,故D錯誤。

展開更多......

收起↑

資源預覽

    <track id="r4fhd"></track>

    <pre id="r4fhd"><abbr id="r4fhd"><code id="r4fhd"></code></abbr></pre>
      <ul id="r4fhd"></ul>

        <menu id="r4fhd"></menu>
        1. 主站蜘蛛池模板: 丹阳市| 瓮安县| 杭州市| 扶绥县| 姚安县| 兴仁县| 鄂尔多斯市| 新沂市| 新余市| 彝良县| 晴隆县| 麻江县| 射洪县| 伊川县| 浙江省| 积石山| 澄城县| 化州市| 壶关县| 平武县| 静安区| 申扎县| 锡林郭勒盟| 辽阳市| 许昌市| 定西市| 北辰区| 金山区| 湘乡市| 五指山市| 高邑县| 怀仁县| 股票| 哈巴河县| 娱乐| 聂荣县| 临清市| 吴堡县| 宜春市| 咸阳市| 乌拉特后旗|