化学选修4第三章复习课件.ppt

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1、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pH→pH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一节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)2H2CO3、KHCO3、KHSO4、NH3．H2O3、会分析导电性和

2、强弱电解质的关系。4、影响电离平衡的因素。化合物电解质非电解质强电解质弱电解质强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH…大部分盐：活泼金属的氧化物：弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……水：大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……一、电解质、非电解质二、强、弱电解质的比较：项目强电解质弱电解质相同点都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离不同点化合物类型离子化合物、极性

3、共价化合物极性共价化合物化学键离子键、极性键（主要）极性键（主要）电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡溶液中的微粒水合离子分子、水合离子物质种类强酸、强碱、大部分盐弱酸、弱碱、水第二节第三章重要知识点第二节1、水的离子积常数Ｋw。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。第三章重要知识点第二节1、水的离子积常数Ｋw。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。一、水的电离和溶液的PH值1、水的电离水的离子积：影响因素KW=c（OH—）·c（H+）(25℃时，KW=1.0×10—14)温度：酸：碱：可水解的盐

4、：T↑，KW↑抑制水的电离，KW不变，PH＜7抑制水的电离，KW不变，PH＞7促进水的的电离，KW不变2、溶液的酸碱性和PH值c（OH—）＞c（H+）碱性PH＞7c（OH—）＝c（H+）中性PH=7c（OH—）＜c（H+）碱性PH＜7—lgc（H+）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(pH＝a)弱酸(pH＝a)强碱(pH＝b)弱碱(pH＝b)稀释10n倍pH＝a＋na＜pH＜a＋npH＝b－nb－n＜pH＜b3、pH的简单计算特别提醒①“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。②c(H＋)与c(O

5、H－)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pH＝－lg[c(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：①若ΔpH(pH的差值)≥2的两种强酸溶液等体积混合，pH混＝pH小＋0.3。②若ΔpH≥2的两种强碱溶液等体积混合，pH混＝pH大－0.3。Ⅱ.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

6、液呈中性，pH＝7。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：先用自来水冲洗→再用蒸馏水清洗2~3次→然后用待装液润洗锥形瓶：自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3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.左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢视线注视锥形瓶中颜色变化.滴

7、定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数.复滴2~3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，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，PH﹤7溶液呈中性，碱肯定过量HCl+NH3·H2O=NH4Cl+H2O1mol