第3章 章末复习 课件 高二化学鲁科版（2019）选择性必修1

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章末复习1.能应用水的离子积常数进行相关计算；2.掌握有关pH的简单计算；3.掌握电离平衡常数，理解浓度等因素对电离平衡移动的影响；4.掌握盐的水解原理以及影响盐类水解的因素、水解平衡的移动；5.掌握离子反应发生的条件，理解酸碱中和滴定的原理及拓展应用、误差分析。1.水的电离及水的离子积常数知识点一：水的电离(1)水的电离电离特点：①水的电离为 过程； ②水的电离程度很 ；③水的电离为 ； ④水电离出的c平(H＋) c平(OH－)。25℃纯水中c平(H＋) ＝ c平(OH－) ＝ 1×10﹣7 mol·L﹣1可逆微弱吸热反应＝(2)水的离子积常数KWKw ＝ c平(H＋)·c平(OH－)①表达式:②影响因素——温度升温促进水的电离，降温抑制水的电离。③KW的适用范围:不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐的稀溶液。2.电解质在水溶液中的存在形态完全电离部分电离强酸、强碱、大多数盐、活泼金属氧化物弱酸、弱碱、水、两性氢氧化物完全少部分不可逆可逆阴、阳离子，不存在溶质分子阴、阳离子，溶质分子知识点二：水溶液的酸碱性与pH1.水溶液的酸碱性与 c平(H+)、 c平(OH-) 及pH的关系c平(H+)＞c平(OH-)c平(H+)＜c平(OH-)c平(H+)＝c(OH-)c平(H+)＞1×10-7 mol·L-1c平(H+)＜1×10-7 mol·L-1c平(H+)＝1×10-7 mol·L-1pH＜7pH＞7pH＝72.溶液pH的计算 pH = －lgc平(H+)②强碱溶液,如B(OH)n溶液,设溶质物质的量浓度为c mol·L-1①强酸溶液,如HnA溶液,设溶质的物质的量浓度为c mol·L-1c平(H+)=nc mol·L-1,pH=-lgc平(H+)=-lgnc知识点三：弱电解质的电离平衡1. 电离平衡常数表征了弱电解质的电离能力仅受温度影响各种离子的浓度（次方）的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比2. 影响电离平衡的因素影响因素内因外因——电解质本身的性质浓度温度通常电离过程为吸热过程，温度升高，平衡常数增大，电离平衡正向移动。稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动。外加物质①加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡逆向移动。②加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡正向移动。知识点四：电离方程式的书写 (3)酸式盐电离方程式的书写 知识点五：等物质的量浓度、等pH的强酸与弱酸的比较a＜ba＜ba=ba=bc平(Cl-)=c平(CH3COO-)c平(Cl-)＞c平(CH3COO-)a＞ba＜ba=ba＜b不变变大不变变大a＞ba=ba=ba＜b知识点六：盐类的水解1.定义在溶液中由盐电离产生的弱酸酸根离子或弱碱阳离子与水中的H＋或OH－结合生成弱电解质的过程，叫作盐类的水解。2.实质某些盐破坏了水的电离平衡，促进了水的电离。使溶液中c(H＋) ≠c(OH－)，溶液呈酸性或碱性。3.特点可逆→水解反应是可逆反应 　|吸热→水解反应是中和反应的逆反应,是吸热反应　|微弱→水解的程度很小，不产生沉淀或气体4.盐类水解的规律谁强显谁性,都强显中性；谁弱谁水解,无弱不水解，越弱越水解5.盐类水解离子方程式的书写1.大多数盐的水解反应进行的程度很小,无明显沉淀或气体生成。书写水解的离子方程式时,一般用“　　”连接,产物不标“↑”或“↓”。2.多元弱酸酸根离子的水解分步进行,水解以第一步为主。3.多元弱碱阳离子水解反应过程复杂,通常以总反应表示。6.影响盐类水解的因素影响因素内因外因浓度温度盐的水解反应是吸热反应,升高温度水解平衡向右移动,水解程度增大。越稀越水解外加物质——盐本身的性质遵循勒夏特列原理7.盐类水解的应用(1)泡沫灭火器的灭火原理NaHCO3溶液与Al2(SO4)3溶液的混合:(2)制备氢氧化铁胶体加热，促进水解:(3)除去略浑浊的天然淡水中的悬浮颗粒物(4)清除油污、配制溶液、铵态氮肥的使用等知识点七：沉淀溶解平衡在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解的速率和生成沉淀的速率相等，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。1.概念2.表达式3.沉淀溶解平衡的特征逆、等、动、定、变4.溶度积QKsp沉淀生成判据：5.沉淀反应的应用钡餐溶洞、珊瑚工业废水处理ZnS(s)+Cu2+(aq)=== CuS(s)+Zn2+(aq)沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的转化知识点八：离子反应1.离子反应发生的条件生成沉淀生成气体生成弱电解质离子发生氧化还原反应(1)用NaOH溶液能检验出2.离子的检验(2)用焰色反应可检验出溶液中的K+和Na+。(3)Fe3+与SCN-反应生成血红色溶液。 :加入BaCl2或CaCl2溶液后生成白色沉淀,再加稀盐酸沉淀溶解,并放出无色无味的气体。 :先加入足量稀盐酸,无沉淀生成,再加入BaCl2溶液,产生白色沉淀。 :加入BaCl2溶液,产生白色沉淀,再加稀盐酸,放出无色有刺激性气味且能使品红溶液褪色的气体。(4)利用盐酸和其他试剂检验。(5)利用AgNO3(HNO3酸化)溶液检验。(6)利用某些特征反应检验。I-:Cl-Br-I-白色沉淀淡黄色沉淀黄色沉淀滴入淀粉溶液和氯水,溶液变蓝色。2.酸碱中和滴定c(H+)V(H+) = c(OH-)V(OH-)(1)原理：(2)滴定管： 查漏、洗涤、装液、 排气、调零精确度：0.01 mL(3)滴定(4)终点判断(5)数据处理左手控制活塞,右手不断摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色及滴定流速。滴入最后一滴标准液,锥形瓶内溶液变色且半分钟内不褪色,视为滴定终点。(6)误差分析偏高偏高偏低偏低偏高偏高偏高偏低偏低【考点一】等物质的量浓度、等pH的强酸与弱酸的比较【例】下列叙述不正确的是(　　)A.pH相等、体积相等的盐酸和醋酸加水稀释到体积为原来的10倍,前者的pH大于后者B.用pH相等、体积相等的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L-1的NaOH溶液,恰好完全中和时消耗NaOH溶液体积相等C.等浓度、等体积的盐酸和醋酸与足量的锌粉反应,开始时前者产生H2的速率前者大于后者,最终产生H2的量相等D.等浓度、等体积的盐酸和醋酸分别中和0.1 mol·L-1的NaOH溶液,完全中和时消耗NaOH溶液体积相等B规律方法 pH相等的强酸(如盐酸)、弱酸(如醋酸),只能说明两溶液中H+的浓度相等,而由于弱酸不完全电离,故弱酸能够提供的H+总数远远大于强酸的。如在pH相等、溶液体积也相等时,若活泼金属(如锌)过量时,弱酸产生的气体体积总量大于强酸的,或与碱溶液(如NaOH溶液)反应时,中和能力弱酸大于强酸;另外在与活泼金属反应时,开始反应速率相等,之后过程中弱酸产生气体的速率大。【练一练】下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是(　　)A.相同浓度的两溶液中c平(H+)相同B.100 mL 0.1 mol·L-1的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠C.pH=3的两溶液稀释到体积为原来的100倍,pH都为5D.两溶液中分别加入少量对应的钠盐,c平(H+)均明显减少B【考点二】影响电离平衡的因素【例】常温下向10 mL 0.1 mol·L-1氨水中缓缓加蒸馏水稀释到1 L后,下列变化中正确的是(　　)①电离程度增大　②c平(H+)增大　③导电性增强　⑤OH-数目增大,H+数目减小　⑥pH增大　⑦c平(H+)与c平(OH-)的乘积减小A.①②④ B.①⑤⑥C.除②外都正确 D.①④⑤⑥⑦A(1)弱电解质的电离是微弱的,在溶液中主要以弱电解质分子的形式存在。(2)电离平衡发生正向移动,弱电解质的电离程度不一定增大,如醋酸溶液中加冰醋酸。(3)多元弱酸分步电离,电离常数逐渐减小,上一步电离产生的H+对下一步的电离起到抑制作用。(4)弱电解质溶液加水稀释,电离程度增大,但是弱电解质电离出的离子浓度却不是增大,而是减小的。注意已知0.1 mol·L-1的醋酸溶液中存在电离平衡:CH3COOH CH3COO-+H+,要使溶液中 值增大,可以采取的措施是(　　)①加少量烧碱固体　②升高温度　③加少量冰醋酸 ④加水　⑤加少量醋酸钠固体A.①② B.②③⑤C.③④⑤ D.②④【练一练】D【例】(1)25 ℃时,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,有0.001 mol的HA电离。求该温度下HA的电离常数。(2)计算25 ℃时,0.1 mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。【考点三】有关电离平衡常数的计算【例】(1)25 ℃时,在0.5 L 0.2 mol·L-1的HA溶液中,有0.001 mol的HA电离。求该温度下HA的电离常数。(2)计算25 ℃时,0.1 mol·L-1的该酸溶液中的c(H+)。有关电离平衡常数的计算模板(以弱酸HX为例)(1)已知c始(HX)和c平(H+),求电离平衡常数:由于弱酸只有极少一部分电离,c平(H+)的数值很小,可做近似处理:c始(HX)-c平(H+)≈c始(HX)。有关电离平衡常数的计算模板(以弱酸HX为例)(2)已知c始(HX)和电离平衡常数,求c平(H+):由于c平(H+)的数值很小,可做近似处理:c始(HX)-c平(H+)≈c始(HX)。【考点四】溶解平衡曲线【例】绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料,其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错误的是(　　)A.图中a和b分别为T1、T2温度下CdS在水中的溶解度B.图中各点对应的Ksp的关系为:Ksp(m)=Ksp(n)c平(A-)>c平(H+)D.乙反应后溶液中:c平(Na+)=c(HA)+c(A-)CD确定电解质溶液中离子、分子浓度关系的几个原则(1)电中性原则。电解质溶液中阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。(2)物料守恒原则。电解质溶液中由于电离或水解因素,离子会发生变化,但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不会改变的。物料守恒的另外一种重要形式是水电离出的H+的浓度与水电离出的OH-浓度相等(即质子守恒)。(3)电离程度小原则。该原则主要是指弱酸、弱碱溶液的电离程度小,适用弱电解质的溶液中离子浓度大小比较的题型。确定电解质溶液中离子、分子浓度关系的几个原则(4)水解程度小原则。此原则适用于含一种弱酸酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中离子浓度大小比较的题型。(5)以电离为主原则。该原则是指一元弱酸(HA)与该弱酸的强碱盐(NaA)等体积等浓度混合时,因HA的电离程度大于A-的水解程度,溶液呈酸性。(6)以水解为主原则。当某弱酸很弱,该弱酸与其强碱盐等体积等浓度混合时,以水解为主,溶液显碱性。也指除NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等以外的多元弱酸强碱的酸式盐以水解为主,溶液显碱性。(7)物料、电荷守恒结合原则。可通过两守恒式加减得新的关系式。【练一练】相同物质的量浓度的NaCN和NaClO溶液相比,NaCN溶液的pH较大,则下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO溶液的说法正确的是(　　)A.酸的强弱:HCN>HClOB.pH:HClO溶液>HCN溶液C.与NaOH恰好完全反应时,消耗NaOH的物质的量:HClO>HCND.酸根离子浓度:c平(CN-)