人教版高中化学选修4-第三章章末复习：《水溶液中的离子平衡》复习课件

1、化学 必修4第三章 水溶液中的离子平衡章末总结化学平衡理论1 弱电解质的电离强弱电解质弱电解质电离为可逆电离平衡电离常数4 难溶电解质的溶解平衡 难溶不溶溶解平衡应用：生成、溶解、转化2 水的电离和溶液的酸碱性水是极弱电解质水(稀溶液)离子积为常数稀溶液酸碱性及表示方法pHpH应用3 盐类的水解 水的电离平衡 弱电解质的生成盐类水解水 解的应用(平衡移动)深入综合运用本章知识结构实践活动：测定酸碱反应曲线滴定实验操作图示反应曲线第三章重要知识点第一节1、强弱电解质的概念及其判断。2、会写常见电解质的电离方程式 如： CH3COOH、H2S、Cu(OH)2 H2CO3、KHCO3、KHSO4、N

2、H3H2O3、会分析导电性和强弱电解质的关系。4、影响电离平衡的因素。第三章重要知识点第二节1、水的离子积常数w。2、影响水的电离平衡的因素。3、有关PH值的简单计算。4、中和滴定。水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。（1）酸、碱溶液稀释后的pH变化强酸(pHa)弱酸(pHa)强碱(pHb)弱碱(pHb)稀释10n倍pHanapHan pHbn bnpHb3、pH的简单计算特别提醒“无限稀释7为限”，无论稀释多大倍数，酸溶液不显碱性，碱溶液不显酸性，无限稀释时，溶液pH接近于7。c(H)与c(OH)的相对大小是判定溶液酸碱性的唯一标准，而根据溶液pH与7的相对大小来判断时，要看溶液的温度是否是

3、常温(25 )。(2).同强相混混合算a强酸与强酸混合求pHb强碱与强碱混合求pHC.酸过量： 先求c(H)余 再求pHlgc(H)余。D.碱过量： 先求c(OH)余 再求c(H) ，然后求pH。规律总结应用以上要点，可解决有关pH计算问题，在具体计算中还有以下技巧：若pH(pH的差值)2的两种强酸溶液等体积混合，pH混pH小0.3。若pH2的两种强碱溶液等体积混合，pH混pH大0.3。.两强相混看过量强酸与强碱混合求pHa强酸与强碱恰好完全反应溶液呈中性，pH7。c(H)酸V(酸)c(OH)碱V(碱)。3、中和滴定实验1)查漏（用自来水）滴定管是否漏水、旋塞转动是否灵活2)洗涤滴定管：先用自

4、来水冲洗再用蒸馏水清洗23次然后用待装液润洗锥形瓶：自来水冲洗蒸馏水清洗23次（不能用待盛液润洗）3)装液滴定管中加入液体的操作 量取一定体积未知浓度待测液于锥形瓶操作:向滴定管中装液挤气泡调液面记下起始读数放液记录终点读数滴入指示剂 滴定管中装入标准液挤气泡调液面记下起始读数4)滴定l右手持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动，而不是前后振动l左手控制活塞（或玻璃球）l滴加速度先快后慢l视线注视锥形瓶中颜色变化l滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数l复滴23次四、中和滴定指示剂的选择及误差分析中和滴定原理原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和

5、，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。 “恰好完全中和”与“溶液呈中性”两句话的区别恰好完全中和，PH7溶液呈中性，碱肯定过量HCl + NH3H2O = NH4Cl + H2O1mol 1mol 1mol分析：c酸v酸=c碱v碱 (一元酸和一元碱)c酸、v碱 为定值，v酸的值偏大， c碱偏高；v酸的值偏小， c碱偏低；用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？酸式滴定管1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （ ）2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠 （

6、）3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（ ）4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（ ）5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（ ）偏高偏高偏高偏高偏低导致盐酸被稀释，V酸偏大V酸偏大V酸偏大V酸偏大V始偏大V末偏小V酸偏小锥形瓶6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（ ）7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（ ）8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（ ）9、指示剂滴加过多（ ）偏高无影响偏低偏低锥形瓶壁上残留NaOH，V酸偏大导致NaOH的损失，V酸偏小指示剂与NaOH反应，V酸偏小NaOH的物质的量不变，V酸不变碱

7、式滴定管10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （ ）11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（ ）偏低偏低 导致NaOH被稀释，V酸偏小所取NaOH物质的量偏小，V酸偏小第三章重要知识点第三节1、盐类水解的本质2、水解方程式书写3、影响水解平衡移动的因素4、溶液中粒子浓度大小的比较4. 溶液中离子浓度大小的比较5、溶液中的守恒关系、物料守恒规律： 电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2能水解，故S元素以S2、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c (Na) =

8、2c (S2) c (HS-) c (H2S)第三章重要知识点第四节1、难溶电解质的溶解平衡2、沉淀反应的应用3、溶度积和溶度积规则内因：电解质本身的性质 a、绝对不溶的电解质是没有的。b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。外因： a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。c.同离子效应：在电解质A的饱和溶液中，加 入含有相同离 子的强电解质时，A的溶解平衡会被抑制。3、沉淀反应的应用:(1) 沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。(2)沉淀的溶解：侯氏制碱法原理：NH3+NaCl+CO2+H2O=NaHCO3 +NH4Cl