高中化学选修4第三章复习课件

1、化学平衡理论、1弱电解质电离是可逆电离平衡电离常数，4不溶性电解质溶解平衡应用：形成、溶解、转化、2水电离和酸碱水的溶液是极弱电解质，水(稀溶液)离子产物是常数，稀溶液酸碱和表达方法pH3的应用，3水解水的电离平衡和弱电解质在盐的水解和水解中的应用(平衡运动)，深入、全面的应用、本章的知识结构、 实践活动：酸碱反应曲线的测定滴定实验操作图反应曲线，第三章重要知识点，第一节强电解质和弱电解质的概念和判断。 2.我可以写出常见电解质的电离方程，如CH3COOH、H2S、Cu2 H2CO 3、KHCO3、KHSO4、NH3H2O 3，并分析电导率与强电解质和弱电解质的关系。4.影响电离平衡的因素。1

2、。电解质，非电解质，2。强电解质和弱电解质的比较：第3章重要知识点，第2节1。水的离子积常数w。2.影响水电离平衡的因素。3.酸碱度的简单计算。4.中和和滴定。第三章重要知识点，第二节1，水的离子积常数w。2.影响水电离平衡的因素。3.酸碱度的简单计算。4.中和和滴定。1.水的电离和溶液的酸碱度；1.水的电离；水的离子产物；影响因素：kw=c(oh)c(h)(25小时时，kw=1.01014)；2.溶液的酸碱度和酸碱度；水是一种非常弱的电解质，可以被弱电离。(1)酸碱溶液稀释后的酸碱度变化；3)简单计算酸碱度，特别提醒“无限稀释限于7”，无论稀释多少次，酸性溶液不显示碱度，碱性溶液不显示酸度。

3、当无限稀释时，溶液的酸碱度接近7。c(H)和c(OH)的相对大小是判断溶液酸碱度的唯一标准，当根据溶液酸碱度和7的相对大小来判断时，则取决于溶液的温度是否为常温(25)。(2)遵循强相A，将强酸与强酸混合，B，将强碱与强碱混合，C .过量酸：首先找到c(H)剩余，然后找到pHc(H)剩余。和过量碱：首先，找到碳(氢)过剩，然后找到碳(氢)，然后找到酸碱度.以上几点可以用来解决与酸碱度计算相关的问题，具体计算时有以下技巧：如果将两种酸碱度(酸碱度差)为2的强酸溶液等体积混合，混合后的酸碱度会减少0.3。如果将两种含pH2的强碱溶液等体积混合，混合后的酸碱度会大0.3。当两种强力混合时，看到过量的

4、强酸与强碱混合，得到pH7。强酸与强碱的溶液刚刚完全反应，呈中性。酸对酸，碱对碱。3。中和滴定实验，1)检查滴定管是否泄漏(用自来水)以及旋塞是否转动灵活，2)清洗滴定管：首先用自来水冲洗，然后用蒸馏水冲洗23次，然后用待填充的液体冲洗锥形瓶，用蒸馏水冲洗23次(不要用待填充的液体)，3)向滴定管中加入液体，在锥形瓶操作：中测量一定体积的待测量的未知浓度的液体。用液体填充滴定管并挤压气泡以调节液位，记录初始读数，排出液体并记录最终读数，将其滴入指示滴定管，填充标准液体并挤压气泡以调节液位，并记录初始读数。4)用右手滴定锥形瓶的颈部，并向同一方向做圆周运动。而不是来回振动。左手控制活塞(或玻璃球

5、)先快速下降，然后缓慢下降。看看锥形瓶的颜色变化。达到滴定终点后，颜色将保持半分钟不变，然后再次读取。再下降23次。第四，中和滴定指示剂的选择及误差分析，中和滴定原理：在酸碱中和反应中，已知量和浓度的酸或碱溶液被未知浓度的碱或酸溶液完全中和，并测量两者的体积。“完全中和”和“溶液是中性的”之间的区别是完全中和，用PH7，溶液是中性的，碱绝对过量。盐酸氨水=氯化铵H2O，1摩尔1摩尔。分析：C酸V酸=c碱V碱(一元酸和一元酸)C酸和V碱是定值，而V酸太大，C碱太高，V酸值小，C碱值低；用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液(氢氧化钠放在锥形瓶中)以下操作(其他操作正确)对氢氧化钠溶液的浓度有什么影

6、响？1。酸性滴定管1。在没有标准盐酸溶液的情况下冲洗酸式滴定管()2。滴定管的内壁不干净。滴定后，酸滴定管(3)的壁上有水滴。滴定管的尖口上有气泡，在滴定后会消失(4)。在滴定过程中，少量的盐酸滴到锥形瓶()外面。滴定前向下看，滴定后向下看()结果，盐酸被稀释，钒酸太大，钒酸太大，钒酸太大，钒开始太大，钒结束太小，钒酸太小。2.锥瓶6，用蒸馏水冲洗后，用待测氢氧化钠冲洗2-3次，倒出冲洗液，然后放入氢氧化钠溶液()7。锥形瓶()9、指示剂滴太多()，太高，不起作用，太低，太低，锥形瓶壁上残留氢氧化钠，钒酸太大，导致氢氧化钠流失，钒酸太小，指示剂与氢氧化钠反应，钒酸太小，氢氧化钠量保持不变，钒酸

7、保持不变。3。碱性滴定管10，用水冲洗后，取液后，滴定管尖端充满溶液()，这是低的，这导致氢氧化钠、小钒酸、少量氢氧化钠和小钒酸的稀释。第三章第三节重要知识点1。盐水解的性质。写水解方程式3。影响水解平衡运动的因素。溶液1中颗粒浓度的比较。盐水解1。本质：被盐电离的离子与被水电离的氢或氢氧化物结合，从而水的电离平衡移动。4。比较溶液中的粒子浓度，多组分弱酸溶液，根据多步电离分析，如c (H) c (H2PO4-) c (HPO4 2-) c (PO4 3-)在H3PO4溶液中。根据弱酸自由基的分步水解分析，多元弱酸的正常盐溶液，如碳酸钠溶液中的c(钠)c(二氧化碳-) c(氢氧化物)c(碳酸氢

8、盐-)等。不同溶液中相同离子浓度的比较取决于溶液中其他离子的影响。例如，在下列物质的量和浓度相同的溶液中，C (NH4)从大到小的顺序是比较混合溶液中的离子浓度，并应进行综合分析，如电离因子和水解因子。方法如下：首先确定溶液中电解质的种类，然后分析电解质的电离度和盐的水解度。当弱酸与其强碱盐或多种弱酸的酸式盐共存时，应考虑电离和水解的相对程度。5.溶液中的守恒关系，电荷守恒定律：无论电解质溶液中存在多少种离子，溶液总是电中性的，即阴离子携带的负电荷总数必须等于阳离子携带的正电荷总数，这就是所谓的电荷守恒定律。碳酸氢钠溶液中有钠、氢、碳酸氢钠、碳酸氢钠、碳酸氢钠，但有以下关系：3336(钠)c(

9、氢)=c(碳酸氢钠)2c(碳酸氢钠)，物质守恒定律：在电解质溶液中，由于某些离子可以水解或电离，离子种类增加。例如，在Na2S溶液中，S2可以被水解，所以硫元素以三种形式存在：S2，HS-和H2S，它们有如下的守恒关系：c(钠)=2c (S2) c (HS-) c (H2S)，和质子守恒定律：在任何溶液中，c (H)=c(氢)产生的水电离是在电解质溶液中。使溶液中的碳(氢)碳(氢)，但由水电离产生的氢或氢氧是守恒的；例如，在Na2S溶液中，S2离子可以与氢结合以促进水解，因此在溶液中：C(氢)C(氢)H 2O=C(氢)C(氢)H 2O=C(氢)C(氢)2C (H2S)，所以C(氢)=C(氢)C

10、。第4节：1。不溶性电解质的溶解平衡；2.沉淀反应的应用；3.溶度积和溶度积规则；1.沉淀溶解平衡：(1)概念：在一定条件下，当不溶性电解质的溶解速率等于溶液中相关离子或分子再生沉淀的速率时，溶液中溶解和沉淀之间的动态平衡称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。(2)特性：反向、相等、动态、恒定和可变(3)影响因素：内部因素：电解液本身的性质，一种绝对不溶性电解液是不可用的。两者都是不溶性电解质，它们的溶解度也很不一样。c、可溶性电解质作为溶质，只要是饱和溶液也可以存在溶解平衡。外因：a .浓度：加水，天平向溶解方向移动。温度：当温度升高时，大部分平衡向溶解方向移动。等离子效应：当含有相同离子的强电解质加入到电解质A的饱和溶液中时，A的溶解平衡将被抑制。2。溶度积和溶度积规则：(1)溶度积(Ksp):在一定温度下，在不溶性电解质的饱和溶液中，各离子浓度的乘积是一个常数。3。应用沉淀反应：(2)，表达式：(MmAn的饱和溶液)KSP=c。(3)溶解度积规则为：离子产物Qc=c(Mn )m c(Am-)n Qc Ksp。溶液处于过饱和状态并沉淀。Qc=Ksp。沉淀和溶解是平衡的。溶液饱和了。Qc Ksp。如果溶液不饱和，沉淀就会溶解。(1)沉