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章末复习
第3章 物质在水溶液中的行为
一 、水的电离
H2O H＋ + OH－
KW＝ c平(H＋)·c平(OH－)
注意：①由水电离出的H+和OH- 始终相等。 c(H+)水：c(OH-)水=1:1
②相同温度时，等浓度的H+和OH-，对水的电离抑制作用相同。
强电解质：在稀的水溶液里能完全电离的电解质。
包括：强酸、强碱、大部分盐
存在形态：离子
弱电解质：在稀的水溶液里部分电离的电解质。
包括：弱酸、弱碱、水、极少数盐
存在形态：分子和离子
在写电离方程式时用“===”
在写电离方程式时用“ ”
①多元弱酸：分步电离，电离程度逐步减弱，必须分步书写。
②多元弱碱：分步进行，但一般按一步电离的形式书写。
二 、水溶液的酸碱性
方法一：比较c(H+) 和c(OH-)大小关系
适合任何温度
酸性：c平(H+)＞c平(OH-) 且 c平(H+) 越大，酸性越强
中性：c平(H+)＝c平(OH-)
碱性：c平(H+)＜c平(OH-) 且 c平(OH-) 越大，碱性越强
方法二：比较pH和7大小关系
适合：25℃
在实际应用中，人们常用pH来表示溶液的酸碱度。
pH = －lgc平(H+)
二 、水溶液的酸碱性
单一溶液:
(a)强酸(HmA)溶液: HmA=mH++Am-
物质的量浓度（mol/L） c mc
[H+]=mc pH=_lg[H+]=_lgmc
三 、pH值的计算
B(OH)n =Bn++nOH
物质的量浓度（mol/L） c nc
pH=_lg[H+]=_lgmc
(b)碱性B(OH)n溶液，先求[OH -]，再求 [H+]，最后求pH。
[OH-]=nc
[H+]=
1×10-14
[OH-]
单一溶液:
三 、pH值的计算
溶液的混合:
首先判断溶液显什么性，若为酸性溶液先求[H+ ]，若为碱性溶液，先求[OH–]，再求[H+ ] ,最后求pH。
三 、pH值的计算
三 、pH值的计算
(a)当加水稀释后,溶液中[H+](或[OH-]) ≥10-6mol/L时,
强酸:pH混=pH原+n
强碱:pH混=pH原–n
(b)当加水稀释倍数很大时，
酸:pH略小于7; 碱:pH略大于7
强酸、强碱加水稀释10n倍:
盐酸
醋酸
V水
3
2
pH
10倍
NaOH
氨水
V水
12
11
pH
10倍
图象分析
稀释相同倍数时
pH：盐酸＞醋酸
稀释到相同pH时
稀释的倍数：醋酸＞盐酸
稀释相同倍数时
pH：氨水＞NaOH
稀释到相同pH时
稀释的倍数：氨水＞NaOH
四 、弱电解质的电离平衡
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 一元弱酸的电离常数（Ka）：
⑵ 一元弱碱的电离常数（Kb）：
NH3·H2O NH4+ + OH-
多元酸的电离是分步进行的，每一步电离都有自己的电离常数，通常用 Ka1、Ka2……来表示。
五 、影响电离平衡的因素
（1）温度
（2）浓度
（3）与电离平衡有关的物质
— 加水稀释能促进弱电解质的电离
— 升高温度能促进弱电解质的电离
1. 内因
2. 外因
电解质本身的性质
六 、盐类的水解
弱酸酸根离子
弱碱阳离子
结合H+
促进水的电离
c平(H+)≠c平(OH-)
溶液呈酸性或碱性
盐电离
生成弱电解质
结合OH-
可逆
吸热
微弱
盐类水解的规律——判断盐溶液酸碱性的方法
“有弱才水解，无弱不水解”
“谁强显谁性，同强显中性”
水解方程式的书写
(1)盐类水解是可逆反应，少数水解完全的反应，书写时用“===”连接
(2)一般盐类水解程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，产物一般不标“↑”或“↓”。
(3)多元弱酸酸根离子水解分步书写，多元弱碱阳离子水解一步写出。
盐本身的性质
(1)盐的离子对应的酸或碱越弱，则水解程度越大。
(2)正盐离子比其对应酸式盐离子的水解程度大。
1、内因：
影响盐类水解的因素
2、外界条件(外因)
（1）浓度
（2）温度
（3）外加酸、碱：
加酸抑制强酸弱碱盐的水解、促进强碱弱酸盐的水解 ；
加碱抑制强碱弱酸盐的水解、促进强酸弱碱盐的水解。
—— 浓度、温度及溶液酸碱性
越热越水解
越稀越水解
七 、沉淀溶解平衡与溶度积
Q＞ Ksp
Q＝ Ksp
Q＜ Ksp
溶液未达饱和，无沉淀析出
平衡向生成沉淀方向移动，生成沉淀。
难溶电解质达到沉淀溶解平衡状态，溶液是饱和溶液
沉淀溶解平衡的应用：沉淀的生成、沉淀的溶解、沉淀的转化
八 、离子反应发生的条件
1.生成沉淀
2.生成弱电解质
3.生成气体
4.发生氧化还原反应
离子方程式的书写注意要点：
(1)一易：易溶的强电解质(强酸、强碱和大多数可溶性盐)以实际参加反应的离子符号表示；其他物质(非电解质、弱电解质、难溶物、气体、单质、氧化物等)用化学式表示。
(2)两等：离子方程式两边的原子个数、电荷总数均应相等。
(3)三查：检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件，是否漏写离子反应。
与量有关的离子方程式的书写注意问题：
(1)要注意“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序对离子方程式的影响。
(2)以量少的为标准，一般将少量物质的物质的量，先定为“1 mol”，确定另一种物质参加反应的离子的物质的量。同时少量物质参加反应的离子系数之比要符合化学式。
九 、离子反应的应用
1.常见离子的检验
利用AgNO3(HNO3酸化)溶液检验
Cl-
Br-
I-
硝酸酸化的硝酸银溶液
白色沉淀
淡黄色沉淀
黄色沉淀
2.测定溶液中离子浓度
①沉淀法
②酸碱中和滴定法
③氧化还原反应滴定法
如溶液中SO的浓度，用Ba2＋将其转化为BaSO4沉淀，再称量沉淀的质量求得。
强酸溶液中H＋的浓度可以用已知准确浓度的强碱溶液滴定的方法获得。
如溶液中MnO的浓度可以用已知准确浓度的Fe2＋溶液滴定获得。
实验：强酸与强碱的中和滴定及其应用
【实验目的】通过已知浓度的强碱溶液，确定待测强酸溶液的浓度。
【实验用品】盐酸样品，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，碱式滴定管，锥形瓶，滴定管架，胶头滴管等。
酸式、碱式滴定管的使用方法
① 查漏：活塞处是否漏水。
② 洗涤：先用蒸馏水洗，再用待盛溶液润洗2～3次。
③ 装液：注入待盛溶液，使液面位于“0”刻度线以上2～ 3 cm处，再把滴定管固定在滴定管夹上。
④排气：在滴定管下方放一个烧杯，调节活塞使滴定管的尖嘴部分充满溶液，不留气泡。
⑤调零：调节液面处在“0”或“0”以下某刻度处。
【实验原理】
c(HCl)V(HCl) = c(NaOH)V(NaOH)
向锥形瓶中滴加NaOH标准液，记录恰好中和时所用NaOH溶液的体积。
量取25.00mL盐酸
待测液于锥形瓶中
【误差分析】

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