高中化学鲁科版选修4化学反应原理第3章 物质在水溶液中的行为 综合复习课（共90张PPT）

(共90张PPT)
鲁科版高中化学选修4化学反应原理第3章综合复习课
物质在水溶液中的行为
考点总复习
第1讲　弱电解质的电离
1.弱电解质
(1)概念
强酸
强碱
大多数盐
弱酸
弱碱
水
考点一　弱电解质的电离

电解质的电离程度大，溶液的导电性不一定强，导电性是由离子浓度及所带的电荷数决定的。
离子
共价
共价
大于
2.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：
(2)电离平衡的特征
＝
≠
离子
分子
(3)外界条件对电离平衡的影响
①温度：温度升高，电离平衡 移动，电离程度 。
②浓度：稀释溶液，电离平衡 移动，电离程度 。
③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡 移动，电离程度 。
④加入能反应的物质：电离平衡 移动，电离程度 。
向右
增大
向右
增大
向左
减小
向右
增大
增大
增大
增大
减小
减小
增大
减小
增大
增大
减小
减小
增大
减弱
增强
增强
增强
增强
增强
不变
不变
不变
不变
不变
增大
①稀醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如[OH－]是增大的。
②电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。
③电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，电离程度也不一定增大。
1.电离平衡常数
考点二　电离平衡常数　 电离度

表达式中离子浓度是指达到平衡时，溶液中存在的离子浓度，不一定是弱电解质自身电离的，可以对比水的离子积去掌握。
(2)意义
相同条件下，K值越大，表示该弱电解质 电离，所对应的酸性或碱性相对
。
(3)特点
电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是 的，故温度升高，K 。多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1?K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
越易
越强
吸热
增大
因为多元弱酸第一步电离产生的H＋，抑制了第二步电离，导致K1?K2。
(4)
(5)电离常数的四大应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性) 。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度 ，碱性(或酸性) 。
③判断复分解反应能否发生，一般符合 “强酸制弱酸”规律。
④判断微粒浓度比值的变化。

越强
越小
越弱
2.电离度
【解题建模】
有关电离平衡常数的计算模板（以弱酸HX为例）
第2讲　水的电离和溶液的酸碱性
1.水的电离
任何情况下水电离产生的[H＋]、[OH－]总是相等的。
考点一　水的电离

2.水的离子积常数
温度
增大
电解质
水的离子积常数Kw＝[H＋]·[OH－]，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说Kw是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。即Kw不仅适用于水，还适用于酸性或碱性的稀溶液。
3.影响水电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度 ，Kw 。
(2)加入酸或碱，水的电离程度 ，Kw 。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度 ，Kw 。
增大
增大
减小
不变
增大
不变
4.填写外界条件对水电离平衡的具体影响
　体系变化
条件 平衡移动方向 Kw 水的电离程度 [OH－] [H＋]
HCl ______ ______ ______ ______ ______
NaOH ______ ______ ______ ______ ______
可水解
的盐 Na2CO3 ______ ______ ______ ______ ______
NH4Cl ______ ______ ______ ______ ______
温度 升温 ______ ______ ______ ______ ______
降温 ______ ______ ______ ______ ______
其他：如加入Na ______ ______ ______ ______ ______
逆
逆
逆
正
正
正
正
不变
不变
不变
不变
不变
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
增大
减小
减小
减小
减小
减小
减小
减小
减小
增大
减小
减小
减小
水属于弱电解质，遵循弱电解质电离平衡原理，水的电离是动态平衡，也遵循勒夏特列原理。
【方法技巧】　
室温下水电离的[H＋]或[OH－]的计算
1.溶液的酸碱性
常温下，溶液的酸碱性与[H＋]、[OH－]的关系：
溶液的酸碱性 [H＋]与[OH－]比较 [H＋]大小
酸性溶液 [H＋]_____[OH－] [H＋] _____1×10－7mol·L－1
中性溶液 [H＋] _____[OH－] [H＋] _____1×10－7mol·L－1
碱性溶液 [H＋] _____[OH－] [H＋] _____1×10－7mol·L－1
＞
＞
＝
＝
＜
＜
考点二　溶液的酸碱性和pH

2.溶液的pH
（1）表达式为______________________。
（2）使用范围：pH的取值范围为0～14，即只适用于[H＋]≤1 mol·L－1或[OH－]≤ 1 mol·L－1的电解质溶液，当[H＋]或[OH－]≥1 mol·L－1时，直接用[H＋]或[OH－]表示溶液的酸碱性。
pH＝－lg[H＋]
只有在常温下，pH＝7为中性溶液，但[H＋]＝[OH－]在任何温度下都表示中性溶液。
3.pH试纸的使用
把小片试纸放在___________或玻璃片上，用洁净干燥的___________蘸取待测液滴在干燥的pH试纸的中部，观察变化稳定后的颜色， ______________________即可确定溶液的pH。
表面皿
玻璃棒
与标准比色卡对比
pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能产生误差。广泛pH试纸只能测出整数值。
4.溶液pH的计算
3.稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
1.概念：用已知物质的量浓度的 来测定未知物质的量浓度的 的方法。
酸(或碱)
碱(或酸)
酸碱恰好中和，与中和至中性的说法不同，酸碱恰好中和所得溶液不一定呈中性，溶液的酸碱性取决于所得盐的特点。中和至中性，酸碱不一定恰好反应。
考点三　酸碱中和滴定

3.酸碱中和滴定的关键
(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的 。
(2)选取适当指示剂，准确判断 。
4.实验用品
(1)仪器
图(A)是________________，图B是 、滴定管夹、铁架台、 。
体积
滴定终点
碱式滴定管
锥形瓶
酸式滴定管
(2)试剂
标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
附：常用酸碱指示剂及变色范围
指示剂 变色范围的pH
石蕊 <5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色
甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色
①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸性和氧化性物质易腐蚀橡胶管；
碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱性物质易腐蚀玻璃，致使活塞无法打开。
②由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方；滴定管下端是没有刻度的，容量为25 mL的滴定管，滴定过程中用去10.00 mL的液体，故滴定管中剩余液体体积大于15 mL。
5.中和滴定实验操作(以酚酞作指示剂，用盐酸滴定氢氧化钠溶液)。
(1)滴定前的准备。
漏水
“0”
(2)滴定。
控制滴
定管的活塞
锥
形瓶内溶液的
颜色变化
锥形瓶
(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在 内不能恢复原来的颜色，视为滴定终点，并记录标准液的体积。
(4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。
半分钟
6.酸碱中和滴定中常见误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤 操作 V(标准) c(待测)
洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗 ① ②
锥形瓶用待测溶液润洗 ③ ④
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 ⑤ ⑥
变小
变大
不变
偏低
偏高
无影响
取液 放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失 ⑦ ⑧
滴定 酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失 ⑨ ⑩
振荡锥形瓶时部分液体溅出 ? ?
部分酸液滴出锥形瓶外 ? ?
读数 酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯)
酸式滴定管滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰)
变小
偏低
变大
偏高
变小
偏低
变大
偏高
变小
偏低
变大
偏高
【归纳总结】
两大拓展滴定法
1.沉淀滴定法
2.氧化还原滴定法
(1)原理：以氧化剂或还原剂为滴定剂，直接滴定一些具有还原性或氧化性的物质，或者间接滴定一些本身并没有还原性或氧化性，但能与某些还原剂或氧化剂反应的物质。
(2)试剂：常见用于滴定的氧化剂有KMnO4、K2Cr2O7等；常见用于滴定的还原剂有亚铁盐、草酸、维生素C等。
第3讲　盐类的水解
1.定义
2.实质分析

促进
碱
酸
考点一　盐类的水解及其规律

3.特点
4.类型及规律
有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
中性
pH＝7
酸性
pH<7
碱性
pH>7
否
是
是
5.水解方程式的书写
(1)一般要求
【规律方法】
盐类水解规律三点拓展应用
1.弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
1.内因
考点二　影响盐类水解平衡的因素

2.外因
(1)温度、浓度
条件 移动方向 水解程度 水解产生的离子浓度
升高温度
浓度 增大
减小(稀释)
右移
右移
右移
增大
增大
增大
减小
减小
增大
(2)外加物质：外加物质对水解反应的影响取决于该物质的性质。
①外加酸碱
外加物质 水解程度的影响
弱酸阴离子 弱碱阳离子
酸
碱
增大
减小
减小
增大
②加能水解的盐
抑制
促进
条件 移动方向 H＋数 pH 现象
升温
通HCl
加H2O
加NaHCO3
向右
增多
减小
颜色变深
向左
向右
向右
增多
增多
减小
减小
增大
增大
生成红褐色沉淀，放出气体
颜色变浅
颜色变浅
可借助盐类水解反应的化学平衡常数(即我们平时说的水解常数)分析移动方向，水解平衡常数只受温度的影响，它随温度的升高而增大，它与Ka(或Kb)、Kw的定量关系为Ka·Kh＝Kw(或Kb·Kh＝Kw)。
1.熟记盐类水解的重要应用
HX＞HY＞HZ
H2SO4
盐酸
考点三　盐类水解的应用
配制FeSO4溶液既要要加入铁粉防止Fe2＋被氧化，又要加入稀硫酸防止Fe2＋的水解。
2.盐溶液蒸干时所得产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
为了防止分解，往往采用加热浓缩、冷却结晶的方法从溶液中析出溶质。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
3.熟记下列因相互促进水解不能大量共存的离子组合
Fe3＋、Al3＋在中性条件下已完全水解。
考点四　离子浓度大小比较
基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
基本依据：弱电解质的电离及盐的水解程度都很小。
（1）弱电解质电离平衡理论：电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度。
例如，H2CO3溶液中：c（H2CO3）＞c（HCO3(－)）＞c（CO3(2－)）
（多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离）。
（2）水解平衡理论：水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。
例如：Na2CO3溶液中：c（CO3(2－)）＞c（HCO3(－)）＞c（H2CO3）
（多元弱酸根离子的水解以第一步为主）。
第4讲　难溶电解质的溶解平衡
1.沉淀溶解平衡
(1)含义
在一定温度下的水溶液中，当沉淀 和 的速率相等时，即建立了溶解平衡状态。
溶解
生成
(2)建立过程
考点一　沉淀的溶解平衡及应用

>
=
<
(3)特征
=
≠
不变
2.影响沉淀溶解平衡的因素
(1)内因
难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
(2)外因
溶解的方向
吸热
溶解的方向
不变
生成沉淀的方向
溶解的方向
外界条件 移动方向 平衡后[Ag＋] 平衡后[Cl－] Ksp
升高温度
加水稀释
加入少量AgNO3
通入HCl
通入H2S
正向
正向
逆向
逆向
正向
增大
不变
增大
减小
减小
增大
不变
减小
增大
增大
增大
不变
不变
不变
不变
(3)电解质在水中的溶解度
20 ℃时，电解质在水中的溶解度与溶解性存在如下关系：
难溶
微溶
可溶
易溶
3.沉淀溶解平衡的应用
越大
沉淀溶解平衡
1.一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀也能实现。
2.用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，沉淀已经完全。
【归纳总结】
沉淀生成的两大应用
(1)分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。
(2)控制溶液的pH来分离物质，如除去MgCl2中的FeCl3就可向溶液中加入MgO或Mg(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去。
1.溶度积和离子积
? 溶度积 浓度商Q
概念 沉淀溶解的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号 Ksp Q
表达式 Ksp(AmBn)＝ ，式中的浓度都是平衡浓度 Q(AmBn)＝ ，式中的浓度都是任意浓度
应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
①Q＞Ksp：溶液过饱和，有 析出
②Q＝Ksp：溶液饱和，处于 状态
③Q＜Ksp：溶液 ，无沉淀析出
[An＋]m·[Bm－]n
[An＋]m·[Bm－]n
沉淀
平衡
未饱和
考点二　沉淀溶解平衡常数及其应用

2.Ksp的影响因素
(1)内因：难溶物质本身的性质，这是主要决定因素。
(2)外因
①浓度：加水稀释，平衡向溶解方向移动，但Ksp 。
②温度：绝大多数难溶盐的溶解是 过程，升高温度，平衡向 方向移动，Ksp 。
③其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质或气体的离子时，平衡向溶解方向移动，但Ksp不变。
不变
吸热
增大
溶解
3.有关 Ksp的相关计算
10a mol·L－1
【方法规律】
解沉淀溶解平衡图像题三步骤
第一步：明确图像中纵、横坐标的含义
纵、横坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
第二步：理解图像中线上点、线外点的含义
第三步：抓住Ksp的特点，结合选项分析判断
(1)溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：
①原溶液不饱和时，离子浓度都增大；
②原溶液饱和时，离子浓度都不变。
(2)溶度积常数只是温度的函数，与溶液中溶质的离子浓度无关，在同一曲线上的点，溶度积常数相同。