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章末復習
1.能應用水的離子積常數進行相關計算；
2.掌握有關pH的簡單計算；
3.掌握電離平衡常數，理解濃度等因素對電離平衡移動的影響；
4.掌握鹽的水解原理以及影響鹽類水解的因素、水解平衡的移動；
5.掌握離子反應發生的條件，理解酸堿中和滴定的原理及拓展應用、誤差分析。
1.水的電離及水的離子積常數
知識點一：水的電離
(1)水的電離
電離特點：
①水的電離為 過程； ②水的電離程度很 ；
③水的電離為 ； ④水電離出的c平(H＋) c平(OH－)。
H2O H＋ + OH－
25℃純水中c平(H＋) ＝ c平(OH－) ＝
1×10﹣7 mol·L﹣1
可逆
微弱
吸熱反應
＝
(2)水的離子積常數KW
Kw ＝ c平(H＋)·c平(OH－)
①表達式:
②影響因素——
溫度
升溫促進水的電離，降溫抑制水的電離。
③KW的適用范圍:
不僅適用于純水,也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。
2.電解質在水溶液中的存在形態
強電解質 弱電解質
定義 在水溶液中 的電解質 在溶于水 的
電解質
化合物 類型
電離程度
電離過程
溶液中存在微粒(H2O除外)
完全電離
部分電離
強酸、強堿、大多數鹽、活潑金屬氧化物
弱酸、弱堿、水、
兩性氫氧化物
完全
少部分
不可逆
可逆
陰、陽離子，
不存在溶質分子
陰、陽離子，
溶質分子
知識點二：水溶液的酸堿性與pH
溶液 一般情況下 室溫下
酸性溶液
堿性溶液
中性溶液
1.水溶液的酸堿性與 c平(H+)、 c平(OH-) 及pH的關系
c平(H+)＞c平(OH-)
c平(H+)＜c平(OH-)
c平(H+)＝c(OH-)
c平(H+)＞1×10-7 mol·L-1
c平(H+)＜1×10-7 mol·L-1
c平(H+)＝1×10-7 mol·L-1
pH＜7
pH＞7
pH＝7
2.溶液pH的計算
pH = －lgc平(H+)
②強堿溶液,如B(OH)n溶液,設溶質物質的量濃度為c mol·L-1
①強酸溶液,如HnA溶液,設溶質的物質的量濃度為c mol·L-1
c平(H+)=nc mol·L-1,pH=-lgc平(H+)=-lgnc
c平(H+)= mol·L-1,pH=-lgc平(H+)=14+lgnc
知識點三：弱電解質的電離平衡
1. 電離平衡常數
化學 化學平衡常數 電離平衡常數
定義 生成物濃度冪之積與反應物物濃度冪之積的比值
表達式
影響因素 僅受溫度影響
意義 反映化學反應可能進行的程度
CH3COOH CH3COO－+H＋
aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
c平(A) c平(B)
K＝
c
c平(C) c平(D)
d
a
b
表征了弱電解質的電離能力
僅受溫度影響
各種離子的濃度（次方）的乘積與溶液中未電離的分子的濃度之比
c平(CH3COOH)
Ka＝
c平(CH3COO-) c平(H+)
2. 影響電離平衡的因素
影響因素
內因
外因
——電解質本身的性質
濃度
溫度
通常電離過程為吸熱過程，溫度升高，平衡常數增大，電離平衡正向移動。
稀釋溶液會促使弱電解質的電離平衡向電離的方向移動。
外加物質
①加入與弱電解質電離出的離子相同的離子，電離平衡逆向移動。
②加入與弱電解質電離出的離子反應的離子，電離平衡正向移動。
知識點四：電離方程式的書寫
(3)酸式鹽電離方程式的書寫
知識點五：等物質的量濃度、等pH的強酸與弱酸的比較
等物質的量濃度的 鹽酸(a)與醋酸(b) 等pH的
鹽酸(a)與醋酸(b)
pH或物質的量濃度 pH： 物質的量濃度：
溶液的導電性
水的電離程度
c平(Cl-)與c平(CH3COO-)
等體積溶液中和NaOH的量
分別加該酸的鈉鹽(s)后的pH a： b： a： b：
開始與金屬反應的速率
等體積溶液與金屬反應產生H2的量
a＜b
a＜b
a=b
a=b
c平(Cl-)=c平(CH3COO-)
c平(Cl-)＞c平(CH3COO-)
a＞b
a＜b
a=b
a＜b
不變
變大
不變
變大
a＞b
a=b
a=b
a＜b
知識點六：鹽類的水解
1.定義
在溶液中由鹽電離產生的弱酸酸根離子或弱堿陽離子與水中的H＋或OH－結合生成弱電解質的過程，叫作鹽類的水解。
2.實質
某些鹽破壞了水的電離平衡，促進了水的電離。使溶液中c(H＋) ≠c(OH－)，溶液呈酸性或堿性。
3.特點
可逆→水解反應是可逆反應
　|
吸熱→水解反應是中和反應的逆反應,是吸熱反應
　|
微弱→水解的程度很小，不產生沉淀或氣體
4.鹽類水解的規律
誰強顯誰性,都強顯中性；誰弱誰水解,無弱不水解，越弱越水解
5.鹽類水解離子方程式的書寫
1.大多數鹽的水解反應進行的程度很小,無明顯沉淀或氣體生成。書寫水解的離子方程式時,一般用“　　”連接,產物不標“↑”或“↓”。
2.多元弱酸酸根離子的水解分步進行,水解以第一步為主。
3.多元弱堿陽離子水解反應過程復雜,通常以總反應表示。
6.影響鹽類水解的因素
影響因素
內因
外因
濃度
溫度
鹽的水解反應是吸熱反應,升高溫度水解平衡向右移動,水解程度增大。
越稀越水解
外加物質
——鹽本身的性質
遵循勒夏特列原理
7.鹽類水解的應用
(1)泡沫滅火器的滅火原理
NaHCO3溶液與Al2(SO4)3溶液的混合:
3 +Al3+===Al(OH)3↓+ 3CO2↑
(2)制備氫氧化鐵膠體
加熱，促進水解:
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3(膠體)+ 3H+
△
(3)除去略渾濁的天然淡水中的懸浮顆粒物
Al3+與HCO3水解互促:
-
Al3+＋3H2O Al(OH)3(膠體)＋3H+
(4)清除油污、配制溶液、銨態氮肥的使用等
知識點七：沉淀溶解平衡
在一定溫度下，當難溶電解質溶于水形成飽和溶液時，溶解的速率和生成沉淀的速率相等，達到平衡狀態，我們把這種平衡稱為沉淀溶解平衡。
1.概念
2.表達式
MmAn(s) mMn+(aq) + nAm- (aq)
3.沉淀溶解平衡的特征
逆、等、動、定、變
4.溶度積
Ksp=c平(Mn+)·c平(Am-)
m
n
只與難溶電解質本身的性質和溫度有關。
Q沉淀溶解
Q=Ksp
沉淀與溶解處于平衡狀態
Q>Ksp
沉淀生成
判據：
5.沉淀反應的應用
鋇餐
BaSO4(s) Ba2+(aq)+ SO（aq) Ksp=1.1×10-10 mol2 L-2
2-
4
溶洞、珊瑚
-
3
Ca2+ + 2HCO CaCO3 + H2O + CO2
工業廢水處理
ZnS(s)+Cu2+(aq)=== CuS(s)+Zn2+(aq)
沉淀的生成
沉淀的溶解
沉淀的轉化
知識點八：離子反應
1.離子反應發生的條件
生成沉淀
生成氣體
生成弱電解質
離子發生氧化還原反應
溶液中某種或某些離子濃度降低。
(1)用NaOH溶液能檢驗出
2.離子的檢驗
Cu2+、Fe3+、Fe2+、Al3+、 。
(2)用焰色反應可檢驗出溶液中的
K+和Na+。
(3)Fe3+
與SCN-反應生成血紅色溶液。
:加入BaCl2或CaCl2溶液后生成白色沉淀,再加稀鹽酸沉淀溶解,并放出無色無味的氣體。
:先加入足量稀鹽酸,無沉淀生成,再加入BaCl2溶液,產生白色沉淀。
:加入BaCl2溶液,產生白色沉淀,再加稀鹽酸,放出無色有刺激性氣味且能使品紅溶液褪色的氣體。
(4)利用鹽酸和其他試劑檢驗。
(5)利用AgNO3(HNO3酸化)溶液檢驗。
(6)利用某些特征反應檢驗。
I-:
Cl-
Br-
I-
硝酸酸化的硝酸銀溶液
白色沉淀
淡黃色沉淀
黃色沉淀
滴入淀粉溶液和氯水,溶液變藍色。
2.酸堿中和滴定
c(H+)V(H+) = c(OH-)V(OH-)
(1)原理：
(2)滴定管：
查漏、洗滌、裝液、 排氣、調零
精確度：0.01 mL
(3)滴定
(4)終點判斷
(5)數據處理
左手控制活塞,右手不斷搖動錐形瓶,眼睛注視錐形瓶內溶液顏色及滴定流速。
滴入最后一滴標準液,錐形瓶內溶液變色且半分鐘內不褪色,視為滴定終點。
(6)誤差分析
產生誤差的操作 滴定結果
儀 器 洗 滌 錐形瓶用蒸餾水洗凈后又用待測液潤洗
滴定管用蒸餾水洗凈后未用標準液潤洗
滴定管未用待測液潤洗
讀 數 用滴定管量取待測液,先俯視后仰視
用標準液滴定前后,先俯視后仰視
操 作 不 當 盛標準液的滴定管滴定前有氣泡，滴定后無氣泡
盛待測液的滴定管量取前有氣泡，量取后無氣泡
滴定過程中，振蕩錐形瓶時，不小心將溶液濺出
滴定結束時滴定管尖端掛一滴液體未滴入
偏高
偏高
偏低
偏低
偏高
偏高
偏高
偏低
偏低
【考點一】等物質的量濃度、等pH的強酸與弱酸的比較
【例】下列敘述不正確的是(　　)
A.pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸加水稀釋到體積為原來的10倍,前者的pH大于后者
B.用pH相等、體積相等的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol·L-1的NaOH溶液,恰好完全中和時消耗NaOH溶液體積相等
C.等濃度、等體積的鹽酸和醋酸與足量的鋅粉反應,開始時前者產生H2的速率前者大于后者,最終產生H2的量相等
D.等濃度、等體積的鹽酸和醋酸分別中和0.1 mol·L-1的NaOH溶液,完全中和時消耗NaOH溶液體積相等
B
規律方法
pH相等的強酸(如鹽酸)、弱酸(如醋酸),只能說明兩溶液中H+的濃度相等,而由于弱酸不完全電離,故弱酸能夠提供的H+總數遠遠大于強酸的。如在pH相等、溶液體積也相等時,若活潑金屬(如鋅)過量時,弱酸產生的氣體體積總量大于強酸的,或與堿溶液(如NaOH溶液)反應時,中和能力弱酸大于強酸;另外在與活潑金屬反應時,開始反應速率相等,之后過程中弱酸產生氣體的速率大。
【練一練】
下列關于鹽酸與醋酸兩種稀溶液的說法正確的是(　　)
A.相同濃度的兩溶液中c平(H+)相同
B.100 mL 0.1 mol·L-1的兩溶液能中和等物質的量的氫氧化鈉
C.pH=3的兩溶液稀釋到體積為原來的100倍,pH都為5
D.兩溶液中分別加入少量對應的鈉鹽,c平(H+)均明顯減少
B
【考點二】影響電離平衡的因素
【例】常溫下向10 mL 0.1 mol·L-1氨水中緩緩加蒸餾水稀釋到1 L后,下列變化中正確的是(　　)
①電離程度增大　②c平(H+)增大　③導電性增強　
⑤OH-數目增大,H+數目減小　⑥pH增大　⑦c平(H+)與c平(OH-)的乘積減小
A.①②④ B.①⑤⑥
C.除②外都正確 D.①④⑤⑥⑦
A
(1)弱電解質的電離是微弱的,在溶液中主要以弱電解質分子的形式存在。
(2)電離平衡發生正向移動,弱電解質的電離程度不一定增大,如醋酸溶液中加冰醋酸。
(3)多元弱酸分步電離,電離常數逐漸減小,上一步電離產生的H+對下一步的電離起到抑制作用。
(4)弱電解質溶液加水稀釋,電離程度增大,但是弱電解質電離出的離子濃度卻不是增大,而是減小的。
注意
已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在電離平衡:
CH3COOH CH3COO-+H+,要使溶液中 值增大,可以
采取的措施是(　　)
①加少量燒堿固體　②升高溫度　③加少量冰醋酸
④加水　⑤加少量醋酸鈉固體
A.①② B.②③⑤
C.③④⑤ D.②④
【練一練】
D
【例】(1)25 ℃時,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,有0.001 mol的HA電離。求該溫度下HA的電離常數。
(2)計算25 ℃時,0.1 mol·L-1的該酸溶液中的c(H+)。
【考點三】有關電離平衡常數的計算
(1)由題可知：
HA H+ ＋ A-
起始/mol 0.1 0 0
已電離/mol 0.001 0.001 0.001
平衡時/mol 0.099 0.001 0.001
=2.02×10-5 mol·L-1
Ka=
【例】(1)25 ℃時,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,有0.001 mol的HA電離。求該溫度下HA的電離常數。
(2)計算25 ℃時,0.1 mol·L-1的該酸溶液中的c(H+)。
=2.02×10-5 mol·L-1
Ka=
又c平(H+)=c平(A-),且弱電解質的電離很微弱，所以
c平(H+)= mol·L-1≈1.42×10-3 mol·L-1
有關電離平衡常數的計算模板(以弱酸HX為例)
(1)已知c始(HX)和c平(H+),求電離平衡常數:
由于弱酸只有極少一部分電離,c平(H+)的數值很小,可做近似處理:c始(HX)-c平(H+)≈c始(HX)。
有關電離平衡常數的計算模板(以弱酸HX為例)
(2)已知c始(HX)和電離平衡常數,求c平(H+):
由于c平(H+)的數值很小,可做近似處理:c始(HX)-c平(H+)≈c始(HX)。
【考點四】溶解平衡曲線
【例】絢麗多彩的無機顏料的應用曾創造了古代繪畫和彩陶的輝煌。硫化鎘(CdS)是一種難溶于水的黃色顏料,其在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A.圖中a和b分別為T1、T2溫度下CdS在水中的溶解度
B.圖中各點對應的Ksp的關系為:Ksp(m)=Ksp(n)C.向m點的溶液中加入少量Na2S固體,溶液組成由m沿mpn線向p方向移動
D.溫度降低時,q點的飽和溶液的組成由q沿qp線向p方向移動
B
(1)溶解平衡曲線類似于溶解度曲線,曲線上任一點都表示飽和溶液,曲線上方的任一點均表示過飽和溶液,此時有沉淀析出,曲線下方的任一點,均表示不飽和溶液。
(2)從圖像上平衡點找到數據,根據Ksp的表達式計算得出Ksp的值。
(3)比較溶液的Q與Ksp的大小,判斷溶液中有無沉淀析出。
(4)涉及Q的計算時,所代入的離子濃度一定是混合溶液中的離子濃度,因此計算離子濃度時,所代入的溶液體積也必須是混合溶液的體積。
有關溶解平衡曲線的規律方法
(雙選)在T ℃時,鉻酸銀(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.T ℃時,在Y點和Z點,Ag2CrO4的Ksp相等
B.向飽和Ag2CrO4溶液中加入固體K2CrO4不能使溶液由Y點變為X點
C.圖中a= ×10-5
D.T ℃時,Ag2CrO4的Ksp為1×10-8 mol3·L-3
【練一練】
CD
【考點五】離子能否大量共存的判斷
【例】室溫下,下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是(　　)
A
1.一色:即溶液顏色
若限制溶液為無色,則Fe2+、Fe3+、Cu2+、 等有色離子均不能存在。
離子能否大量共存的判斷
2.二性:即溶液的酸、堿性
(1)強酸性溶液:①如pH=1的溶液、能使pH試紙變紅、遇石蕊溶液變紅等;②在強酸性溶液中,OH-及弱酸酸根離子均不能大量存在。
(2)強堿性溶液:①如:pH=14的溶液、能使pH試紙變藍、遇紫色石蕊溶液變藍;②在強堿性溶液中,H+及弱堿陽離子均不能大量存在。
(3)可能是強酸性溶液也可能是強堿性溶液:①與Al反應生成H2的溶液;②常溫下由水電離出的c(H+)或c(OH-)為10-10 mol·L-1的溶液。
離子能否大量共存的判斷
3.三特殊:即三種特別注意的情況
(1)H+與 組合具有強氧化性。
(2) 水解相互促進，但總的水解程度較小，且氨氣極易溶于水，在溶液中能大量共存。
(3) 水解均使溶液呈堿性，但在溶液中不能大量共存：
4.四反應:指離子間通常發生的四種反應類型
(1)復分解反應(2)相互促進的水解反應(3)氧化還原反應(4)絡合反應
下列各組離子在指定溶液中一定能大量共存的是 (　　)
【練一練】
C
【例】某強酸性溶液X中可能含有Fe2+、Al3+、 、
Cl-中的若干種,現取X溶液進行連續實驗,實驗過程及產物如下:
【考點六】離子的檢驗
B
離子檢驗的規律方法
1.下列關于離子檢驗敘述正確的是 (　　)
A.向某溶液中加入足量稀硫酸,無明顯現象,再加入AgNO3溶液,出現白色沉淀,則溶液中有Cl-
B.向某溶液中滴加濃硫酸,將產生的氣體通入品紅溶液中,品紅褪色,則溶液中一定有
C.用潔凈的鉑絲蘸取某溶液在火焰上灼燒,透過藍色鈷玻璃觀察火焰呈紫色,則溶液中有K+
D.在某溶液中,先加入足量BaCl2溶液,有白色沉淀生成;再加入足量稀鹽酸,沉淀不溶解,則證明該溶液中含
【練一練】
C
2.甲、乙、丙、丁四種易溶于水的物質,分別由 、Ba2+、Mg2+、H+、OH-、Cl-、 、 中的不同陽離子和陰離子各一種組成。已知:①將甲溶液分別與其他三種物質的溶液混合,均有白色沉淀生成;②0.1 mol·L-1乙溶液中H+的濃度大于0.1 mol·L-1;③向丙溶液中滴入AgNO3溶液有不溶于稀硝酸的白色沉淀生成。下列結論不正確的是(　　)
A.甲溶液含有Ba2+ B.乙溶液含有
C.丙溶液含有Cl- D.丁溶液含有Mg2+
D
【考點七】確定電解質溶液中離子、分子濃度關系
【例】(雙選)在常溫下,將某一元酸HA的溶液和NaOH溶液等體積混合,實驗信息如下:
下列判斷不正確的是(　　)
A.c1一定大于0.2
B.HA的電離方程式是HA H++A-
C.甲反應后溶液中:c平(Na+)>c平(OH-)>c平(A-)>c平(H+)
D.乙反應后溶液中:c平(Na+)=c(HA)+c(A-)
CD
確定電解質溶液中離子、分子濃度關系的幾個原則
(1)電中性原則。電解質溶液中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)物料守恒原則。電解質溶液中由于電離或水解因素,離子會發生變化,但離子或分子中某種特定元素的原子總數是不會改變的。物料守恒的另外一種重要形式是水電離出的H+的濃度與水電離出的OH-濃度相等(即質子守恒)。
(3)電離程度小原則。該原則主要是指弱酸、弱堿溶液的電離程度小,適用弱電解質的溶液中離子濃度大小比較的題型。
確定電解質溶液中離子、分子濃度關系的幾個原則
(4)水解程度小原則。此原則適用于含一種弱酸酸根離子或弱堿陽離子的鹽溶液中離子濃度大小比較的題型。
(5)以電離為主原則。該原則是指一元弱酸(HA)與該弱酸的強堿鹽(NaA)等體積等濃度混合時,因HA的電離程度大于A-的水解程度,溶液呈酸性。
(6)以水解為主原則。當某弱酸很弱,該弱酸與其強堿鹽等體積等濃度混合時,以水解為主,溶液顯堿性。也指除NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等以外的多元弱酸強堿的酸式鹽以水解為主,溶液顯堿性。
(7)物料、電荷守恒結合原則。可通過兩守恒式加減得新的關系式。
【練一練】
相同物質的量濃度的NaCN和NaClO溶液相比,NaCN溶液的pH較大,則下列關于同溫、同體積、同濃度的HCN和HClO溶液的說法正確的是(　　)
A.酸的強弱:HCN>HClO
B.pH:HClO溶液>HCN溶液
C.與NaOH恰好完全反應時,消耗NaOH的物質的量:HClO>HCN
D.酸根離子濃度:c平(CN-)D
物
質
在
水
溶
液
中
的
行
為
鹽類的水解
弱電解質的電離
沉淀溶解平衡
水溶液
離子反應
水的離子積
溶液的酸堿性
pH
弱電解質的電離平衡
影響因素
電離常數
實質：鹽類水解促進水的電離
誰強顯誰性,都強顯中性；誰弱誰水解,無弱不水解，越弱越水解
發生條件
酸堿中和滴定
溶度積
應用

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