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章末復(fù)習(xí)
第3章 物質(zhì)在水溶液中的行為
一 、水的電離
H2O H＋ + OH－
KW＝ c平(H＋)·c平(OH－)
注意：①由水電離出的H+和OH- 始終相等。 c(H+)水：c(OH-)水=1:1
②相同溫度時(shí)，等濃度的H+和OH-，對(duì)水的電離抑制作用相同。
強(qiáng)電解質(zhì)：在稀的水溶液里能完全電離的電解質(zhì)。
包括：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、大部分鹽
存在形態(tài)：離子
弱電解質(zhì)：在稀的水溶液里部分電離的電解質(zhì)。
包括：弱酸、弱堿、水、極少數(shù)鹽
存在形態(tài)：分子和離子
在寫電離方程式時(shí)用“===”
在寫電離方程式時(shí)用“ ”
①多元弱酸：分步電離，電離程度逐步減弱，必須分步書寫。
②多元弱堿：分步進(jìn)行，但一般按一步電離的形式書寫。
二 、水溶液的酸堿性
方法一：比較c(H+) 和c(OH-)大小關(guān)系
適合任何溫度
酸性：c平(H+)＞c平(OH-) 且 c平(H+) 越大，酸性越強(qiáng)
中性：c平(H+)＝c平(OH-)
堿性：c平(H+)＜c平(OH-) 且 c平(OH-) 越大，堿性越強(qiáng)
方法二：比較pH和7大小關(guān)系
適合：25℃
在實(shí)際應(yīng)用中，人們常用pH來表示溶液的酸堿度。
pH = －lgc平(H+)
二 、水溶液的酸堿性
單一溶液:
(a)強(qiáng)酸(HmA)溶液: HmA=mH++Am-
物質(zhì)的量濃度（mol/L） c mc
[H+]=mc pH=_lg[H+]=_lgmc
三 、pH值的計(jì)算
B(OH)n =Bn++nOH
物質(zhì)的量濃度（mol/L） c nc
pH=_lg[H+]=_lgmc
(b)堿性B(OH)n溶液，先求[OH -]，再求 [H+]，最后求pH。
[OH-]=nc
[H+]=
1×10-14
[OH-]
單一溶液:
三 、pH值的計(jì)算
溶液的混合:
首先判斷溶液顯什么性，若為酸性溶液先求[H+ ]，若為堿性溶液，先求[OH–]，再求[H+ ] ,最后求pH。
三 、pH值的計(jì)算
三 、pH值的計(jì)算
(a)當(dāng)加水稀釋后,溶液中[H+](或[OH-]) ≥10-6mol/L時(shí),
強(qiáng)酸:pH混=pH原+n
強(qiáng)堿:pH混=pH原–n
(b)當(dāng)加水稀釋倍數(shù)很大時(shí)，
酸:pH略小于7; 堿:pH略大于7
強(qiáng)酸、強(qiáng)堿加水稀釋10n倍:
鹽酸
醋酸
V水
3
2
pH
10倍
NaOH
氨水
V水
12
11
pH
10倍
圖象分析
稀釋相同倍數(shù)時(shí)
pH：鹽酸＞醋酸
稀釋到相同pH時(shí)
稀釋的倍數(shù)：醋酸＞鹽酸
稀釋相同倍數(shù)時(shí)
pH：氨水＞NaOH
稀釋到相同pH時(shí)
稀釋的倍數(shù)：氨水＞NaOH
四 、弱電解質(zhì)的電離平衡
Ka= ————————
c平(H+) c平(CH3COO-)
c平(CH3COOH)
Kb= ———————
c平(NH4+) c平(OH-)
c平(NH3·H2O)
CH3COOH H+ + CH3COO-
⑴ 一元弱酸的電離常數(shù)（Ka）：
⑵ 一元弱堿的電離常數(shù)（Kb）：
NH3·H2O NH4+ + OH-
多元酸的電離是分步進(jìn)行的，每一步電離都有自己的電離常數(shù)，通常用 Ka1、Ka2……來表示。
五 、影響電離平衡的因素
（1）溫度
（2）濃度
（3）與電離平衡有關(guān)的物質(zhì)
— 加水稀釋能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離
— 升高溫度能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離
1. 內(nèi)因
2. 外因
電解質(zhì)本身的性質(zhì)
六 、鹽類的水解
弱酸酸根離子
弱堿陽離子
結(jié)合H+
促進(jìn)水的電離
c平(H+)≠c平(OH-)
溶液呈酸性或堿性
鹽電離
生成弱電解質(zhì)
結(jié)合OH-
可逆
吸熱
微弱
鹽類水解的規(guī)律——判斷鹽溶液酸堿性的方法
“有弱才水解，無弱不水解”
“誰強(qiáng)顯誰性，同強(qiáng)顯中性”
水解方程式的書寫
(1)鹽類水解是可逆反應(yīng)，少數(shù)水解完全的反應(yīng)，書寫時(shí)用“===”連接
(2)一般鹽類水解程度很小，水解產(chǎn)物很少，通常不生成沉淀和氣體，也不發(fā)生分解，產(chǎn)物一般不標(biāo)“↑”或“↓”。
(3)多元弱酸酸根離子水解分步書寫，多元弱堿陽離子水解一步寫出。
鹽本身的性質(zhì)
(1)鹽的離子對(duì)應(yīng)的酸或堿越弱，則水解程度越大。
(2)正鹽離子比其對(duì)應(yīng)酸式鹽離子的水解程度大。
1、內(nèi)因：
影響鹽類水解的因素
2、外界條件(外因)
（1）濃度
（2）溫度
（3）外加酸、堿：
加酸抑制強(qiáng)酸弱堿鹽的水解、促進(jìn)強(qiáng)堿弱酸鹽的水解 ；
加堿抑制強(qiáng)堿弱酸鹽的水解、促進(jìn)強(qiáng)酸弱堿鹽的水解。
—— 濃度、溫度及溶液酸堿性
越熱越水解
越稀越水解
七 、沉淀溶解平衡與溶度積
Q＞ Ksp
Q＝ Ksp
Q＜ Ksp
溶液未達(dá)飽和，無沉淀析出
平衡向生成沉淀方向移動(dòng)，生成沉淀。
難溶電解質(zhì)達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài)，溶液是飽和溶液
沉淀溶解平衡的應(yīng)用：沉淀的生成、沉淀的溶解、沉淀的轉(zhuǎn)化
八 、離子反應(yīng)發(fā)生的條件
1.生成沉淀
2.生成弱電解質(zhì)
3.生成氣體
4.發(fā)生氧化還原反應(yīng)
離子方程式的書寫注意要點(diǎn)：
(1)一易：易溶的強(qiáng)電解質(zhì)(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)可溶性鹽)以實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)表示；其他物質(zhì)(非電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、難溶物、氣體、單質(zhì)、氧化物等)用化學(xué)式表示。
(2)兩等：離子方程式兩邊的原子個(gè)數(shù)、電荷總數(shù)均應(yīng)相等。
(3)三查：檢查各項(xiàng)是否都有公約數(shù)，是否漏寫必要的反應(yīng)條件，是否漏寫離子反應(yīng)。
與量有關(guān)的離子方程式的書寫注意問題：
(1)要注意“過量”“少量”“等物質(zhì)的量”“適量”“任意量”以及滴加順序?qū)﹄x子方程式的影響。
(2)以量少的為標(biāo)準(zhǔn)，一般將少量物質(zhì)的物質(zhì)的量，先定為“1 mol”，確定另一種物質(zhì)參加反應(yīng)的離子的物質(zhì)的量。同時(shí)少量物質(zhì)參加反應(yīng)的離子系數(shù)之比要符合化學(xué)式。
九 、離子反應(yīng)的應(yīng)用
1.常見離子的檢驗(yàn)
利用AgNO3(HNO3酸化)溶液檢驗(yàn)
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
2.測(cè)定溶液中離子濃度
①沉淀法
②酸堿中和滴定法
③氧化還原反應(yīng)滴定法
如溶液中SO的濃度，用Ba2＋將其轉(zhuǎn)化為BaSO4沉淀，再稱量沉淀的質(zhì)量求得。
強(qiáng)酸溶液中H＋的濃度可以用已知準(zhǔn)確濃度的強(qiáng)堿溶液滴定的方法獲得。
如溶液中MnO的濃度可以用已知準(zhǔn)確濃度的Fe2＋溶液滴定獲得。
實(shí)驗(yàn)：強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的中和滴定及其應(yīng)用
【實(shí)驗(yàn)?zāi)康摹客ㄟ^已知濃度的強(qiáng)堿溶液，確定待測(cè)強(qiáng)酸溶液的濃度。
【實(shí)驗(yàn)用品】鹽酸樣品，0.1000mol·L-1 NaOH溶液，石蕊溶液，酚酞溶液，甲基橙溶液；酸式滴定管，堿式滴定管，錐形瓶，滴定管架，膠頭滴管等。
酸式、堿式滴定管的使用方法
① 查漏：活塞處是否漏水。
② 洗滌：先用蒸餾水洗，再用待盛溶液潤(rùn)洗2～3次。
③ 裝液：注入待盛溶液，使液面位于“0”刻度線以上2～ 3 cm處，再把滴定管固定在滴定管夾上。
④排氣：在滴定管下方放一個(gè)燒杯，調(diào)節(jié)活塞使滴定管的尖嘴部分充滿溶液，不留氣泡。
⑤調(diào)零：調(diào)節(jié)液面處在“0”或“0”以下某刻度處。
【實(shí)驗(yàn)原理】
c(HCl)V(HCl) = c(NaOH)V(NaOH)
向錐形瓶中滴加NaOH標(biāo)準(zhǔn)液，記錄恰好中和時(shí)所用NaOH溶液的體積。
量取25.00mL鹽酸
待測(cè)液于錐形瓶中
【誤差分析】

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