第3章 章末复习 课件(共49张PPT) 2023-2024学年高二化学鲁科版（2019）选择性必修1

(共49张PPT)
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－)。
H2O H＋ + 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KW
Kw ＝ 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
强电解质 弱电解质
定义 在水溶液中 的电解质 在溶于水 的
电解质
化合物 类型
电离程度
电离过程
溶液中存在微粒(H2O除外)
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pH
溶液 一般情况下 室温下
酸性溶液
碱性溶液
中性溶液
1.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-1
c平(H+)＜1×10-7 mol·L-1
c平(H+)＝1×10-7 mol·L-1
pH＜7
pH＞7
pH＝7
2.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-1
①强酸溶液,如HnA溶液,设溶质的物质的量浓度为c mol·L-1
c平(H+)=nc mol·L-1,pH=-lgc平(H+)=-lgnc
c平(H+)= mol·L-1,pH=-lgc平(H+)=14+lgnc
知识点三：弱电解质的电离平衡
1. 电离平衡常数
化学 化学平衡常数 电离平衡常数
定义 生成物浓度幂之积与反应物物浓度幂之积的比值
表达式
影响因素 仅受温度影响
意义 反映化学反应可能进行的程度
CH3COOH CH3COO－+H＋
aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
c平(A) c平(B)
K＝
c
c平(C) c平(D)
d
a
b
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
c平(CH3COOH)
Ka＝
c平(CH3COO-) c平(H+)
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
等物质的量浓度的 盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的
盐酸(a)与醋酸(b)
pH或物质的量浓度 pH： 物质的量浓度：
溶液的导电性
水的电离程度
c平(Cl-)与c平(CH3COO-)
等体积溶液中和NaOH的量
分别加该酸的钠盐(s)后的pH a： b： a： b：
开始与金属反应的速率
等体积溶液与金属反应产生H2的量
a＜b
a＜b
a=b
a=b
c平(Cl-)=c平(CH3COO-)
c平(Cl-)＞c平(CH3COO-)
a＞b
a＜b
a=b
a＜b
不变
变大
不变
变大
a＞b
a=b
a=b
a＜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:
3 +Al3+===Al(OH)3↓+ 3CO2↑
(2)制备氢氧化铁胶体
加热，促进水解:
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3(胶体)+ 3H+
△
(3)除去略浑浊的天然淡水中的悬浮颗粒物
Al3+与HCO3水解互促:
-
Al3+＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H+
(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
MmAn(s) mMn+(aq) + nAm- (aq)
3.沉淀溶解平衡的特征
逆、等、动、定、变
4.溶度积
Ksp=c平(Mn+)·c平(Am-)
m
n
只与难溶电解质本身的性质和温度有关。
Q沉淀溶解
Q=Ksp
沉淀与溶解处于平衡状态
Q>Ksp
沉淀生成
判据：
5.沉淀反应的应用
钡餐
BaSO4(s) Ba2+(aq)+ SO（aq) Ksp=1.1×10-10 mol2 L-2
2-
4
溶洞、珊瑚
-
3
Ca2+ + 2HCO CaCO3 + H2O + CO2
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
溶液中某种或某些离子浓度降低。
(1)用NaOH溶液能检验出
2.离子的检验
Cu2+、Fe3+、Fe2+、Al3+、 。
(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-
硝酸酸化的硝酸银溶液
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
产生误差的操作 滴定结果
仪 器 洗 涤 锥形瓶用蒸馏水洗净后又用待测液润洗
滴定管用蒸馏水洗净后未用标准液润洗
滴定管未用待测液润洗
读 数 用滴定管量取待测液,先俯视后仰视
用标准液滴定前后,先俯视后仰视
操 作 不 当 盛标准液的滴定管滴定前有气泡，滴定后无气泡
盛待测液的滴定管量取前有气泡，量取后无气泡
滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出
滴定结束时滴定管尖端挂一滴液体未滴入
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5
D.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.①⑤⑥
C.除②外都正确 D.①④⑤⑥⑦
A
(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.②③⑤
C.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
(1)由题可知：
HA H+ ＋ A-
起始/mol 0.1 0 0
已电离/mol 0.001 0.001 0.001
平衡时/mol 0.099 0.001 0.001
=2.02×10-5 mol·L-1
Ka=
【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+)。
=2.02×10-5 mol·L-1
Ka=
又c平(H+)=c平(A-),且弱电解质的电离很微弱，所以
c平(H+)= mol·L-1≈1.42×10-3 mol·L-1
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.向m点的溶液中加入少量Na2S固体,溶液组成由m沿mpn线向p方向移动
D.温度降低时,q点的饱和溶液的组成由q沿qp线向p方向移动
B
(1)溶解平衡曲线类似于溶解度曲线,曲线上任一点都表示饱和溶液,曲线上方的任一点均表示过饱和溶液,此时有沉淀析出,曲线下方的任一点,均表示不饱和溶液。
(2)从图像上平衡点找到数据,根据Ksp的表达式计算得出Ksp的值。
(3)比较溶液的Q与Ksp的大小,判断溶液中有无沉淀析出。
(4)涉及Q的计算时,所代入的离子浓度一定是混合溶液中的离子浓度,因此计算离子浓度时,所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。
有关溶解平衡曲线的规律方法
(双选)在T ℃时,铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A.T ℃时,在Y点和Z点,Ag2CrO4的Ksp相等
B.向饱和Ag2CrO4溶液中加入固体K2CrO4不能使溶液由Y点变为X点
C.图中a= ×10-5
D.T ℃时,Ag2CrO4的Ksp为1×10-8 mol3·L-3
【练一练】
CD
【考点五】离子能否大量共存的判断
【例】室温下,下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是(　　)
A
1.一色:即溶液颜色
若限制溶液为无色,则Fe2+、Fe3+、Cu2+、 等有色离子均不能存在。
离子能否大量共存的判断
2.二性:即溶液的酸、碱性
(1)强酸性溶液:①如pH=1的溶液、能使pH试纸变红、遇石蕊溶液变红等;②在强酸性溶液中,OH-及弱酸酸根离子均不能大量存在。
(2)强碱性溶液:①如:pH=14的溶液、能使pH试纸变蓝、遇紫色石蕊溶液变蓝;②在强碱性溶液中,H+及弱碱阳离子均不能大量存在。
(3)可能是强酸性溶液也可能是强碱性溶液:①与Al反应生成H2的溶液;②常温下由水电离出的c(H+)或c(OH-)为10-10 mol·L-1的溶液。
离子能否大量共存的判断
3.三特殊:即三种特别注意的情况
(1)H+与 组合具有强氧化性。
(2) 水解相互促进，但总的水解程度较小，且氨气极易溶于水，在溶液中能大量共存。
(3) 水解均使溶液呈碱性，但在溶液中不能大量共存：
4.四反应:指离子间通常发生的四种反应类型
(1)复分解反应(2)相互促进的水解反应(3)氧化还原反应(4)络合反应
下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 (　　)
【练一练】
C
【例】某强酸性溶液X中可能含有Fe2+、Al3+、 、
Cl-中的若干种,现取X溶液进行连续实验,实验过程及产物如下:
【考点六】离子的检验
B
离子检验的规律方法
1.下列关于离子检验叙述正确的是 (　　)
A.向某溶液中加入足量稀硫酸,无明显现象,再加入AgNO3溶液,出现白色沉淀,则溶液中有Cl-
B.向某溶液中滴加浓硫酸,将产生的气体通入品红溶液中,品红褪色,则溶液中一定有
C.用洁净的铂丝蘸取某溶液在火焰上灼烧,透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色,则溶液中有K+
D.在某溶液中,先加入足量BaCl2溶液,有白色沉淀生成;再加入足量稀盐酸,沉淀不溶解,则证明该溶液中含
【练一练】
C
2.甲、乙、丙、丁四种易溶于水的物质,分别由 、Ba2+、Mg2+、H+、OH-、Cl-、 、 中的不同阳离子和阴离子各一种组成。已知:①将甲溶液分别与其他三种物质的溶液混合,均有白色沉淀生成;②0.1 mol·L-1乙溶液中H+的浓度大于0.1 mol·L-1;③向丙溶液中滴入AgNO3溶液有不溶于稀硝酸的白色沉淀生成。下列结论不正确的是(　　)
A.甲溶液含有Ba2+ B.乙溶液含有
C.丙溶液含有Cl- D.丁溶液含有Mg2+
D
【考点七】确定电解质溶液中离子、分子浓度关系
【例】(双选)在常温下,将某一元酸HA的溶液和NaOH溶液等体积混合,实验信息如下:
下列判断不正确的是(　　)
A.c1一定大于0.2
B.HA的电离方程式是HA H++A-
C.甲反应后溶液中:c平(Na+)>c平(OH-)>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>HClO
B.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>HCN
D.酸根离子浓度:c平(CN-)D
物
质
在
水
溶
液
中
的
行
为
盐类的水解
弱电解质的电离
沉淀溶解平衡
水溶液
离子反应
水的离子积
溶液的酸碱性
pH
弱电解质的电离平衡
影响因素
电离常数
实质：盐类水解促进水的电离
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
发生条件
酸碱中和滴定
溶度积
应用