选修4第三章复习
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课件22张PPT。 第三章 复习课高二化学备课组zpy课标中相应要求1．了解强电解质、弱电解质在水溶液中电离程度的差异，会判断常见的强电解质和弱电解质。
2．了解电离平衡概念，描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3．会书写常见弱电解质的电离方程式。
4．了解酸碱电离理论。
5．知道水的离子积常数Kw及其与温度的关系。
6．了解溶液的pH、溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度大小、溶液酸碱性之间的关系。
7．了解pH与c(H+ )的定量关系，能进行溶液pH的简单计算。
8．初步掌握测定溶液pH的方法。
9．学会使用滴定管，能进行酸碱滴定，并能绘制滴定过程中的pH变化曲线，了解酸碱中和过程中pH的变化规律。知识点深广度的建议10．通过阅读、查找资料等方法，认识溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。
11．认识盐类水解的原理，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。弱酸弱碱盐的水解不作要求。
12．运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解规律，探究影响盐类水解程度的主要因素。
13．能运用盐类水解的规律判断常见盐溶液的酸碱性。
14．会书写盐类水解的离子方程式。
15．能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
16．知道难溶物在水中的溶解情况及沉淀溶解平衡的建立过程，能描述沉淀溶解平衡。
17．知道溶度积的概念和沉淀转化的本质，能用溶度积判断沉淀的产生或溶解。有关溶度积的计算不作要求。
18．知道沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用（沉淀的生成和分步沉淀，沉淀的溶解和转化）。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一、电解质、非电解质本章主要知识点 强、弱电解质的比较：二、电离平衡和水解平衡续前表：升温 ，进电离离子浓度增大升温，促进水解※ 越稀越电离，越热越电离；越稀越水解，越热越水解。三、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 )2、溶液的酸碱性和PH值水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。
四、盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱具体定。盐电离出来的离子与水电离出来的H + 或OH — 结合，从而使
水的电离平衡发生移动的过程。五、酸碱中和滴定1、原理：2、主要仪器：对于一元酸和一元碱发生的中和反应：3、操作步骤： 洗涤→ 检漏 → 蒸馏水洗 → 溶液润洗 → 装液 → 排气泡→ 调整液面
并记录 → 放出待测液 → 加入指示剂 → 滴定 → 记录 → 计算。( 酸、碱 )滴定管、锥形瓶、滴定管夹 中和滴定实验中的误差因素分析一、仪器润洗不当
⒈盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗；
⒉盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗后未用待测液润洗；
⒊锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗；二、读数方法有误
⒈滴定前仰视，滴定后俯视；
⒉滴定前俯视，滴定后仰视；
⒊天平或量筒的使用读数方法错误；三、操作出现问题
⒈盛标准液的滴定管漏夜；
⒉盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无后有）；
⒊振荡锥形瓶时，不小心有待测液溅出；
⒋滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外；
⒌快速滴定后立即读数；四、指示剂选择欠妥
⒈用强酸滴定弱碱，指示剂用：甲基橙
⒉用强碱滴定弱酸，指示剂选用：酚酞
（①强酸滴定弱碱，必选甲基橙；②强碱滴定弱酸，必选酚酞；③两强滴定，原则
上甲基橙和酚酞皆可选用；但还有区别。）五、终点判断不准确
⒈如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下；2.终点判断 迟或早。
六、样品中含有杂质
⒈用盐酸滴定含 Na2O 的 NaOH 样品；
⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 标准液滴定盐酸；七、指示剂的变色范围六、难溶电解质的溶解平衡1、沉淀溶解平衡：
（1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。
（2）特征：逆、等、动、定、变
（3）影响因素： ①内因：电解质本身的性质 a、绝对不溶的电解质是没有的。
b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。②外因： a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
c.同离子效应：在电解质A的饱和溶液中，加 入含有相同离 子的强电解质时，的溶解平衡会被抑制。2.溶度积和溶度积规则:(1)、溶度积(Ksp):在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度
幂之乘积为一常数.3、沉淀反应的应用:(2)、表达式：（MmAn的饱和溶液） Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n(3)、溶度积规则:离子积Qc=c(Mn+)m · c(Am-)n
Qc > Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀.
Qc = Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液.
Qc < Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.(1)、沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。(2)、沉淀的溶解：(3)、沉淀的转化：溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。这类反应发生的特点：难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移 动 重难点知识透析 1、 已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可导电，它们都是电解质吗？解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可导电，是因为它们与水化合后，生成的化合物电离出阴、阳离子而导电，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能电离出自由移动的离子，所以它们属于非电解质。2、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱的关系？影响溶液导电能力的因素:
①自由移动离子浓度的大小。(主要决定因素) 温度一定,离子浓度越大，导电能力越强. ②温度：温度越高，导电能力越强。(与金属导电相反) ③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如：较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。
CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差. 3.有关PH值的计算:PH值的计算一—— 直接求酸和碱的PHPH= -lgc(H+) POH= -lgc(OH-)
常温下：PH+POH=14PH值的计算二——酸和碱的稀释pH值计算三—— 强酸与强酸混合pH值计算四—— 强碱与强碱混合关键：抓住氢离子进行计算！注意：无限稀释为中性！关键：抓住氢氧根离子浓度进行计算！解答关键：
⑴抓住溶液的主体——主导因素
⑵当稀释时引起溶液的酸碱性发生“改变”时，需考虑水的电离 4、溶液中粒子浓度大小的比较⑴．多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c (H＋) > c (H2PO4-) > c (HPO4 2-) > c (PO4 3-)。
⑵．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，
c (Na＋) > c (CO3 2-) > c (OH－) > c (HCO3 -)。
⑶．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4 , c (NH4+)由大到小的顺序是③>①>②
⑷．混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。其方法思路是：首先确定溶液中电解质的种类然后再分析电解质电离程度和盐类水解程度的大小。当遇到弱酸与其强碱盐共存时，或者多元弱酸酸式盐(H2PO4- 、 HCO3 -)，要注意考虑电离与水解程度的相对大小。5、溶液中的守恒关系⑴、电荷守恒规律：
电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、 HCO3 -、 CO3 2- 、OH－，但存在如下关系:
c (Na＋) ＋ c (H＋) = c (HCO3 -) ＋c (OH－) ＋ 2c (CO3 2-)⑵、物料守恒规律：
电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：
c (Na＋) = 2[c (S2－) ＋ c (HS-) ＋ c (H2S)]⑶、质子守恒规律：
任何溶液中，由水电离产生的c (H＋)=c (OH－)
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离出来的H＋或OH－；
使溶液中c (H＋)≠c (OH－)，但由水电离产生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－离子能结合H＋ 促进水解，所以溶液中：
c (H＋)＜c (OH－)，此时：c (OH－)H 2O =c (OH－)
c (H＋) H 2O =c (H＋)＋ c (HS－) ＋ 2c (H2S)，
故c (OH－)=c (H＋)＋ c (HS－) ＋ 2c (H2S)，知识点复习到此结束，下一节典例分析。欢迎提出宝贵意见
谢谢！
2．了解电离平衡概念，描述弱电解质在水溶液中的电离平衡。
3．会书写常见弱电解质的电离方程式。
4．了解酸碱电离理论。
5．知道水的离子积常数Kw及其与温度的关系。
6．了解溶液的pH、溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度大小、溶液酸碱性之间的关系。
7．了解pH与c(H+ )的定量关系，能进行溶液pH的简单计算。
8．初步掌握测定溶液pH的方法。
9．学会使用滴定管，能进行酸碱滴定，并能绘制滴定过程中的pH变化曲线，了解酸碱中和过程中pH的变化规律。知识点深广度的建议10．通过阅读、查找资料等方法，认识溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要应用。
11．认识盐类水解的原理，能解释强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解。弱酸弱碱盐的水解不作要求。
12．运用比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解规律，探究影响盐类水解程度的主要因素。
13．能运用盐类水解的规律判断常见盐溶液的酸碱性。
14．会书写盐类水解的离子方程式。
15．能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。
16．知道难溶物在水中的溶解情况及沉淀溶解平衡的建立过程，能描述沉淀溶解平衡。
17．知道溶度积的概念和沉淀转化的本质，能用溶度积判断沉淀的产生或溶解。有关溶度积的计算不作要求。
18．知道沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用（沉淀的生成和分步沉淀，沉淀的溶解和转化）。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一、电解质、非电解质本章主要知识点 强、弱电解质的比较：二、电离平衡和水解平衡续前表：升温 ，进电离离子浓度增大升温，促进水解※ 越稀越电离，越热越电离；越稀越水解，越热越水解。三、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 )2、溶液的酸碱性和PH值水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。
四、盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱具体定。盐电离出来的离子与水电离出来的H + 或OH — 结合，从而使
水的电离平衡发生移动的过程。五、酸碱中和滴定1、原理：2、主要仪器：对于一元酸和一元碱发生的中和反应：3、操作步骤： 洗涤→ 检漏 → 蒸馏水洗 → 溶液润洗 → 装液 → 排气泡→ 调整液面
并记录 → 放出待测液 → 加入指示剂 → 滴定 → 记录 → 计算。( 酸、碱 )滴定管、锥形瓶、滴定管夹 中和滴定实验中的误差因素分析一、仪器润洗不当
⒈盛标准液的滴定管用蒸馏水洗后未用标准液润洗；
⒉盛待测液的滴定管或移液管用蒸馏水洗后未用待测液润洗；
⒊锥形瓶用蒸馏水洗后再用待测液润洗；二、读数方法有误
⒈滴定前仰视，滴定后俯视；
⒉滴定前俯视，滴定后仰视；
⒊天平或量筒的使用读数方法错误；三、操作出现问题
⒈盛标准液的滴定管漏夜；
⒉盛待测液的滴定管滴前尖嘴部分有气泡，终了无气泡（或前无后有）；
⒊振荡锥形瓶时，不小心有待测液溅出；
⒋滴定过程中，将标准液滴到锥形瓶外；
⒌快速滴定后立即读数；四、指示剂选择欠妥
⒈用强酸滴定弱碱，指示剂用：甲基橙
⒉用强碱滴定弱酸，指示剂选用：酚酞
（①强酸滴定弱碱，必选甲基橙；②强碱滴定弱酸，必选酚酞；③两强滴定，原则
上甲基橙和酚酞皆可选用；但还有区别。）五、终点判断不准确
⒈如滴定管的尖嘴部分有半滴或一滴标准液未滴下；2.终点判断 迟或早。
六、样品中含有杂质
⒈用盐酸滴定含 Na2O 的 NaOH 样品；
⒉用含 Na2CO3 的 NaOH 标准液滴定盐酸；七、指示剂的变色范围六、难溶电解质的溶解平衡1、沉淀溶解平衡：
（1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。
（2）特征：逆、等、动、定、变
（3）影响因素： ①内因：电解质本身的性质 a、绝对不溶的电解质是没有的。
b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。②外因： a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
c.同离子效应：在电解质A的饱和溶液中，加 入含有相同离 子的强电解质时，的溶解平衡会被抑制。2.溶度积和溶度积规则:(1)、溶度积(Ksp):在一定温度下,在难溶电解质的饱和溶液中,各离子浓度
幂之乘积为一常数.3、沉淀反应的应用:(2)、表达式：（MmAn的饱和溶液） Ksp=[c(Mn+)]m · [c(Am-)]n(3)、溶度积规则:离子积Qc=c(Mn+)m · c(Am-)n
Qc > Ksp,溶液处于过饱和溶液状态,生成沉淀.
Qc = Ksp,沉淀和溶解达到平衡,溶液为饱和溶液.
Qc < Ksp,溶液未达饱和,沉淀发生溶解.(1)、沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。(2)、沉淀的溶解：(3)、沉淀的转化：溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。这类反应发生的特点：难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移 动 重难点知识透析 1、 已知NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可导电，它们都是电解质吗？解析：NH3、SO3、NO2、P2O5等的水溶液均可导电，是因为它们与水化合后，生成的化合物电离出阴、阳离子而导电，但NH3、SO3、NO2、P2O5等本身并不能电离出自由移动的离子，所以它们属于非电解质。2、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱的关系？影响溶液导电能力的因素:
①自由移动离子浓度的大小。(主要决定因素) 温度一定,离子浓度越大，导电能力越强. ②温度：温度越高，导电能力越强。(与金属导电相反) ③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如：较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。
CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差. 3.有关PH值的计算:PH值的计算一—— 直接求酸和碱的PHPH= -lgc(H+) POH= -lgc(OH-)
常温下：PH+POH=14PH值的计算二——酸和碱的稀释pH值计算三—— 强酸与强酸混合pH值计算四—— 强碱与强碱混合关键：抓住氢离子进行计算！注意：无限稀释为中性！关键：抓住氢氧根离子浓度进行计算！解答关键：
⑴抓住溶液的主体——主导因素
⑵当稀释时引起溶液的酸碱性发生“改变”时，需考虑水的电离 4、溶液中粒子浓度大小的比较⑴．多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c (H＋) > c (H2PO4-) > c (HPO4 2-) > c (PO4 3-)。
⑵．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，
c (Na＋) > c (CO3 2-) > c (OH－) > c (HCO3 -)。
⑶．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4 , c (NH4+)由大到小的顺序是③>①>②
⑷．混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。其方法思路是：首先确定溶液中电解质的种类然后再分析电解质电离程度和盐类水解程度的大小。当遇到弱酸与其强碱盐共存时，或者多元弱酸酸式盐(H2PO4- 、 HCO3 -)，要注意考虑电离与水解程度的相对大小。5、溶液中的守恒关系⑴、电荷守恒规律：
电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、 HCO3 -、 CO3 2- 、OH－，但存在如下关系:
c (Na＋) ＋ c (H＋) = c (HCO3 -) ＋c (OH－) ＋ 2c (CO3 2-)⑵、物料守恒规律：
电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：
c (Na＋) = 2[c (S2－) ＋ c (HS-) ＋ c (H2S)]⑶、质子守恒规律：
任何溶液中，由水电离产生的c (H＋)=c (OH－)
在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离出来的H＋或OH－；
使溶液中c (H＋)≠c (OH－)，但由水电离产生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－离子能结合H＋ 促进水解，所以溶液中：
c (H＋)＜c (OH－)，此时：c (OH－)H 2O =c (OH－)
c (H＋) H 2O =c (H＋)＋ c (HS－) ＋ 2c (H2S)，
故c (OH－)=c (H＋)＋ c (HS－) ＋ 2c (H2S)，知识点复习到此结束，下一节典例分析。欢迎提出宝贵意见
谢谢！