第三章章末復(fù)習(xí)課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)與平衡

章末復(fù)習(xí)1.回顧本單元的文本及教材，熟悉本單元的知識(shí)及邏輯結(jié)構(gòu)；2.能從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度分析溶液的性質(zhì)；3.熟練運(yùn)用平衡移動(dòng)原理解決有關(guān)電解質(zhì)溶液的問(wèn)題。知識(shí)點(diǎn)一：電解質(zhì)的分類(lèi)1．弱電解質(zhì)的電離平衡

在一定條件下(如溫度和濃度)，弱電解質(zhì)電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到電離平衡狀態(tài)。如圖所示：知識(shí)點(diǎn)二：弱電解質(zhì)的電離平衡特征：逆、等、動(dòng)、定、變2．影響電離平衡的條件（1）內(nèi)因：物質(zhì)本身的性質(zhì)（2）外因：①溫度：由于電離過(guò)程是吸熱的過(guò)程，所以升高溫度，平衡向電離方向移動(dòng)，電離程度增大②濃度：I、加水稀釋→平衡向電離的方向移動(dòng)→電離程度增大→但離子濃度減小II、增大弱電解質(zhì)的濃度→平衡向電離方向移動(dòng)→但電離程度減小III、加入同濃度的弱電解質(zhì)溶液→平衡不移動(dòng)→各微粒濃度不變、電離程度不變IV、加入其它試劑，減小或增大弱電解質(zhì)電離出的某離子的濃度，可促進(jìn)或抑制電離

知識(shí)點(diǎn)三：電離平衡常數(shù)1.表達(dá)式：以ABA++B-為例，則2.影響因素：（1）物質(zhì)本身的性質(zhì)決定

（2）只受溫度影響，升高溫度，電離平衡常數(shù)增大，電離程度越大

3.意義：相同條件下，K值越大，表示該弱電解質(zhì)越易電離，所對(duì)應(yīng)溶液的酸性或堿性越強(qiáng)1.電離方程式：

H2OH++OH-

或H2O+H2OH3O++OH-

2.特點(diǎn)：

由水電離出的H+與OH-濃度相等，即c(H+)水=c(OH-)水3.影響因素：（1）促進(jìn)：①升溫②加活潑金屬④加弱堿陽(yáng)離子或弱酸陰離子（即能水解的鹽）③電解（2）抑制：①降溫②加酸或堿③加強(qiáng)酸酸式鹽

知識(shí)點(diǎn)四：水的電離

知識(shí)點(diǎn)五：水的離子積表達(dá)式：Kw=c(H+)·c(OH-)

①c(H+)和c(OH-)均表示整個(gè)溶液中的H+、OH-的總物質(zhì)的量濃度②Kw不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液酸溶液中：Kw=c(H+)酸·c(OH-)水

堿溶液中：Kw=c(H+)水·c(OH-)堿鹽溶液中：Kw=c(H+)水·c(OH-)水③不同溶液中的c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中的c(H+)水=c(OH-)水

④Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大，水更易電離25℃時(shí)，Kw=1.0×10-14100℃時(shí)，Kw=1.0×10-12知識(shí)點(diǎn)六：溶液的酸堿性與pH1.溶液的酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系c(H＋)與c(OH－)的關(guān)系c(H＋)的范圍(25℃)/(mol·L－1)中性溶液c(OH－)＝c(H＋)c(H＋)＝1.0×10－7酸性溶液c(OH－)<c(H＋)c(H＋)>1.0×10－7堿性溶液c(OH－)>c(H＋)c(H＋)<1.0×10－72.溶液的酸堿性與pH（1）pH（2）溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)（3）溶液酸堿性的測(cè)定方法①酸堿指示劑法②利用pH試紙測(cè)定。③利用pH計(jì)測(cè)定。知識(shí)點(diǎn)七：酸堿中和滴定酸堿中和滴定的原理：H++OH-=H2O即利用中和反應(yīng)時(shí)，c(H+)酸·V酸=c(OH-)堿·V堿則c(H+)酸=或c(OH-)堿=知識(shí)點(diǎn)八：鹽類(lèi)的水解1.實(shí)質(zhì)鹽電離―→―→破壞了水的電離平衡―→水的電離程度增大―→c(H＋)≠c(OH－)―→溶液呈堿性、酸性或中性。2.特點(diǎn)1.極其微弱，為可逆反應(yīng)，存在水解平衡2.是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)3.規(guī)律：有弱就水解，無(wú)弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性知識(shí)點(diǎn)九：影響鹽類(lèi)水解的主要因素1.內(nèi)因：反應(yīng)物的性質(zhì)。越弱越水解，越水解其酸（或堿）性越強(qiáng)。2.外因：（1）溫度：升高溫度，促進(jìn)水解（2）濃度：加水稀釋→向右移動(dòng)→水解程度大→酸（或堿）性減弱鹽的濃度越高→向右移動(dòng)→水解程度小→酸（或堿）性增強(qiáng)（3）同離子效應(yīng)：加酸或堿抑制或促進(jìn)水解小結(jié)：越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解，加酸或堿抑制或促進(jìn)水解知識(shí)點(diǎn)十：難溶電解質(zhì)溶解平衡的特點(diǎn)逆——沉淀溶解平衡是一個(gè)可逆過(guò)程等——溶解速率和沉淀速率相等動(dòng)——?jiǎng)討B(tài)平衡,溶解速率和沉淀速率不等于零定——平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中的離子濃度保持不變變——當(dāng)改變外界條件時(shí)，溶解平衡發(fā)生移動(dòng)注：（1）生成沉淀的離子反應(yīng)不能進(jìn)行到底（即離子濃度≠0），一般情況下，當(dāng)溶液中剩余離子的濃度小于1×10-5mol/L時(shí)，化學(xué)上通常認(rèn)為生成沉淀的反應(yīng)就進(jìn)行完全了（2）易溶的飽和溶液中也存在溶解平衡。例：NaCl飽和溶液中存在溶解和結(jié)晶平衡知識(shí)點(diǎn)十一：影響難溶電解質(zhì)的因素1.內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)2.外因：（1）濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)，溶解度不變（2）溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)（原因：溶解吸熱）；但少數(shù)向沉淀方向移動(dòng)（例：Ca(OH)2）（3）同離子效應(yīng)：加入相同的離子，平衡向沉淀方向移動(dòng)，溶解度減?。?）加入與體系中某些離子反應(yīng)的物質(zhì)，產(chǎn)生氣體或更難溶的物質(zhì)，導(dǎo)致平衡向溶解的方向移動(dòng)。知識(shí)點(diǎn)十二：溶度積常數(shù)（簡(jiǎn)稱(chēng)溶度積）——Ksp1.表達(dá)式對(duì)于溶解平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq)反應(yīng)

Ksp=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]n

例：Ag2S(s)2Ag+(aq)+S2-(aq)Ksp=c2(Ag+)·c(S2-)2.意義：對(duì)于同類(lèi)型（陰、陽(yáng)離子個(gè)數(shù)相同）的難溶電解質(zhì)，在相同溫度下，Ksp越大→S(溶解度)越大例：Ksp(AgCl)=1.8×10-10

Ksp(AgBr)=6.3×10-15

說(shuō)明S(AgCl)>S(AgBr)3.影響因素：Ksp只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)4.應(yīng)用：判斷有無(wú)沉淀——溶度積規(guī)則Q(離子積)=[c(Mn+)]m·[c(Am-)]nQ>Ksp時(shí)，溶液中有沉淀析出Q=Ksp時(shí)，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)Q<Ksp時(shí)，溶液中無(wú)沉淀析出1．沉淀的生成（1）調(diào)節(jié)pH法（2）加沉淀劑法。知識(shí)點(diǎn)十二：沉淀溶解平衡的應(yīng)用2．沉淀的溶解（1）原理：根據(jù)平衡移動(dòng)原理，對(duì)于在水中難溶的電解質(zhì)，如果能設(shè)法不斷地移去平衡體系中的相應(yīng)離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)，就可以使沉淀溶解。（2）溶解沉淀的試劑類(lèi)型。①用強(qiáng)酸溶解②用某些鹽溶液溶解3．沉淀的轉(zhuǎn)化【典例】泡沫滅火器內(nèi)含有NaHCO3濃溶液(置于鐵桶內(nèi))和濃Al2(SO4)3溶液(置于玻璃瓶?jī)?nèi))。使用時(shí)把滅火器倒置即有泡沫噴出滅火。(1)寫(xiě)出倒置滅火器時(shí)所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式:

。

(2)滅火器內(nèi)NaHCO3溶液體積和Al2(SO4)3溶液體積之比約為5∶1,請(qǐng)估計(jì)兩種溶液的物質(zhì)的量濃度之比約為

;

溶液稍過(guò)量更好些。

考點(diǎn)1：陰、陽(yáng)離子水解相互促進(jìn)的應(yīng)用相互促進(jìn)水解的離子主要有如下幾種情況

(1)兩種離子水解相互促進(jìn)。有下面兩種情況:

①兩種離子水解,強(qiáng)烈的相互促進(jìn),使反應(yīng)趨于完全,其離子方程式中應(yīng)用“=”連接,產(chǎn)物應(yīng)標(biāo)明“↑”“↓”。②兩種離子水解,相互促進(jìn)但不強(qiáng)烈,其離子方程式仍用“

”連接。(2)發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。當(dāng)發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成的沉淀比水解反應(yīng)生成的沉淀更難溶時(shí),物質(zhì)之間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。(3)發(fā)生氧化還原反應(yīng)。物質(zhì)之間若既能發(fā)生氧化還原反應(yīng),又能發(fā)生水解反應(yīng),通常以氧化還原反應(yīng)為主?！咀兪?】下列離子組一定不能大量共存的是(

)C【變式2】(1)明礬可用于凈水,原因是

(用離子方程式表示)。

把FeCl3溶液蒸干,灼燒,最后得到的主要固體產(chǎn)物是

。

(2)純堿可代替洗滌劑洗滌餐具,原因是

(用離子方程式表示)。

(3)為了除去MgCl2酸性溶液中的Fe3+,可在加熱攪拌的條件下加入MgCO3固體,過(guò)濾后再加入足量鹽酸。MgCO3固體能除去Fe3+的原因是

。

考點(diǎn)2：酸堿中和滴定曲線(xiàn)問(wèn)題【典例】以酚酞為指示劑，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00mL未知濃度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系數(shù)δ隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關(guān)系如圖所示。[比如A2－的分布系數(shù)：

下列敘述正確的是(

)A．曲線(xiàn)①代表δ(H2A)，曲線(xiàn)②代表δ(HA－)B．H2A溶液的濃度為0.2000mol·L－1C．HA－的電離常數(shù)Ka＝1.0×10－2D．滴定終點(diǎn)時(shí)，溶液中c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)C抓反應(yīng)的“起始點(diǎn)”判斷酸、堿的相對(duì)強(qiáng)弱抓反應(yīng)的“一半點(diǎn)”判斷是哪種溶質(zhì)的等量混合抓溶液的“中性點(diǎn)”判斷溶液中溶質(zhì)的成分及哪種物質(zhì)過(guò)量或不足抓“恰好反應(yīng)點(diǎn)”判斷生成的溶質(zhì)成分及溶液的酸堿性抓反應(yīng)的“過(guò)量點(diǎn)”判斷溶液中的溶質(zhì)，判斷哪種物質(zhì)過(guò)量1．關(guān)鍵“五點(diǎn)”2.示例點(diǎn)撥常溫下，向20mL0.1mol·L－1HA溶液中逐滴加入0.1mol·L－1NaOH溶液，溶液pH的變化如圖所示：【變式】常溫下，用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL某未知濃度的CH3COOH溶液，滴定曲線(xiàn)如圖所示。已知在點(diǎn)③處恰好中和。下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是(

)A．點(diǎn)①②③三處溶液中水的電離程度依次增大B．該溫度時(shí)CH3COOH的電離平衡常數(shù)約為1.8×10－5C．點(diǎn)③處c(OH－)＜c(CH3COOH)＋c(H＋)D．滴定過(guò)程中可能出現(xiàn)：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)C

A考點(diǎn)3：電解質(zhì)溶液中三大守恒關(guān)系的應(yīng)用AD

(1)電荷守恒規(guī)律:電解質(zhì)溶液中,不論存在多少種離子,溶液總是呈電中性,即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)。(2)元素質(zhì)量守恒(物料守恒)規(guī)律:電解質(zhì)溶液中,由于某些離子能水解或電離,離子的存在形式發(fā)生了變化,就該離子所含的某種元素來(lái)說(shuō),其質(zhì)量在變化前后是守恒的。(3)質(zhì)子守恒規(guī)律:電解質(zhì)溶液中,由于電離、水解等過(guò)程的發(fā)生,往往存在質(zhì)子(H+)的轉(zhuǎn)移,但轉(zhuǎn)移過(guò)程中質(zhì)子數(shù)量保持不變,稱(chēng)為質(zhì)子守恒。解決混合溶液中粒子濃度問(wèn)題的整體思路【變式1】常溫下,將aL0.1mol·L-1的NaOH溶液與bL0.1mol·L-1的CH3COOH溶液混合。下列有關(guān)混合溶液的說(shuō)法一定不正確的是(

)A.a<b時(shí),c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)B.a>b時(shí),c(CH3COO-)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)C.a=b時(shí),c(CH3COOH)+c(H+)=c(OH-)D.無(wú)論a、b有何關(guān)系,均有c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)

解析:由電荷守恒得c(H+)+c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-),故D正確;若b>a,醋酸過(guò)量,混合后溶液為CH3COONa與CH3COOH的混合溶液,當(dāng)溶液呈酸性時(shí)A正確;若a=b,反應(yīng)后的溶液為CH3COONa溶液,由于CH3COO-水解而顯堿性,根據(jù)質(zhì)子守恒可知,C正確;若a>b,說(shuō)明堿過(guò)量,溶液為CH3COONa與NaOH的混合溶液,存在c(Na+)>c(CH3COO-),B錯(cuò)誤。B【變式2】在常溫下,向10mL濃度均為0.1mol·L-1的NaOH和Na2CO3混合溶液中滴加0.1mol·L-1的鹽酸,溶液pH隨鹽酸加入體積的變化如圖所示。下列說(shuō)法正確的是(

)B典例1下列物質(zhì)的溶液在蒸發(fā)皿中加熱蒸干、灼燒,可以得到該物質(zhì)的固體的是(

)A.FeCl3 B.Na2SO3C.KMnO4 D.MgSO4解析:FeCl3的溶液在蒸發(fā)皿中加熱蒸干、灼燒得到Fe2O3;Na2SO3的溶液在蒸發(fā)皿中加熱蒸干、灼燒得到Na2SO4;KMnO4加熱分解?？键c(diǎn)4：不同類(lèi)型鹽溶液蒸干后所得固體的判斷D

解決溶液蒸干是否得到原溶質(zhì)的問(wèn)題時(shí),常常需要從以下幾個(gè)方面進(jìn)行分析(1)加熱揮發(fā)性酸的弱堿鹽(銨鹽除外)的水合晶體或溶液時(shí),得到水解產(chǎn)物(也可能再分解)。(2)加熱揮發(fā)性酸的強(qiáng)堿鹽溶液或不揮發(fā)性酸的弱堿鹽溶液等,得到的固體一般為原溶質(zhì)。(3)某些鹽溶液在加熱過(guò)程中或蒸干后可能發(fā)生分解反應(yīng),最終得到分解產(chǎn)物。(4)加熱陰、陽(yáng)離子均易水解且水解產(chǎn)物易揮發(fā)的鹽的水溶液,蒸干時(shí)得不到任何固體物質(zhì),如(NH4)2S、(NH4)2CO3等。(5)加熱蒸干易被氧化的鹽溶液,蒸干后得到其氧化產(chǎn)物。例如,FeSO4溶液蒸干后得到Fe2(SO4)3。Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4。【變式1】在蒸發(fā)皿中加熱蒸干并灼燒下列物質(zhì)的溶液,可以得到該固體物質(zhì)的是(

)A.MgCl2 B.Al2(SO4)3C.Ca(HCO3)2 D.(NH4)2CO3B【變式2】在蒸發(fā)皿中加熱蒸干并灼燒(低于400℃)下列溶液,可以得到原溶質(zhì)的是(

)A.氯化鎂溶液 B.硫酸亞鐵溶液C.碳酸氫鈉溶液 D.硫酸鋁溶液解析:氯化鎂溶液蒸干并灼燒得到氧化鎂;硫酸亞鐵溶液蒸干并灼燒最后得到硫酸鐵;碳酸氫鈉溶液蒸干并灼燒最后得到碳酸鈉,硫酸鋁溶液蒸干并灼燒最后得到硫酸鋁。D考點(diǎn)5：四大平衡常數(shù)對(duì)比【典例】已知K、Ka、Kw、Kh、Ksp分別表示化學(xué)平衡常數(shù)、弱酸的電離平衡常數(shù)、水的離子積常數(shù)、鹽的水解平衡常數(shù)、難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)。(1)有關(guān)上述常數(shù)的說(shuō)法正確的是________(填標(biāo)號(hào))。a．它們都能反映一定條件下對(duì)應(yīng)變化進(jìn)行的程度b．它們的大小都隨溫度的升高而增大c．常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Kad．一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw＝Ka·Kh

ad0.007mol/L認(rèn)知思路找準(zhǔn)粒子溶解、反應(yīng)、電離、水解找準(zhǔn)平衡寫(xiě)對(duì)平衡電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡用好常數(shù)KaKbKwKh

Ksp分析動(dòng)向判斷結(jié)果定量、定性【變式1】已知25

℃，NH3·H2O的

Kb=1.8×10-5，H2SO3的

Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0

mol·L-1，溶液中的

c(OH-)=

mol·L-1．將SO2通入該氨水中，當(dāng)

c(OH-)降至1.0×10-7mol·L-1時(shí)，溶液中的

c(SO32-)/c(HSO3-)=

。6.0×10-30.62Kb=c(NH4+).c(OH-)c(NH3·H2O)找平衡：NH3·H2O

NH4++OH-起轉(zhuǎn)平