酸堿鹽復(fù)習(xí)課件浙教版

酸堿鹽復(fù)習(xí)課件歡迎來到酸堿鹽復(fù)習(xí)課程。本課程將幫助您回顧和鞏固關(guān)于酸、堿和鹽的重要知識(shí)點(diǎn)。讓我們開始這段化學(xué)之旅吧！課程目標(biāo)掌握基本概念理解酸、堿、鹽的定義和特性。了解反應(yīng)原理學(xué)習(xí)酸堿中和反應(yīng)和離子反應(yīng)。應(yīng)用實(shí)踐知識(shí)掌握pH值測定和指示劑使用。提高分析能力能夠分析和解決相關(guān)化學(xué)問題。什么是酸定義酸是一類能與堿發(fā)生中和反應(yīng)的化合物，在水溶液中能電離出氫離子。特點(diǎn)酸性溶液呈酸味，能使藍(lán)色石蕊試紙變紅。常見酸鹽酸、硫酸、硝酸等都是常見的酸。酸的性質(zhì)腐蝕性酸能腐蝕金屬，產(chǎn)生氫氣。酸味稀釋的酸溶液呈酸味。導(dǎo)電性酸溶液能導(dǎo)電。中和反應(yīng)酸能與堿發(fā)生中和反應(yīng)。酸的分類無機(jī)酸鹽酸（HCl）硫酸（H2SO4）硝酸（HNO3）有機(jī)酸乙酸（CH3COOH）檸檬酸蘋果酸酸的應(yīng)用1工業(yè)生產(chǎn)硫酸用于生產(chǎn)化肥、電池等。2食品加工檸檬酸用作食品添加劑。3醫(yī)療衛(wèi)生鹽酸用于制藥和消毒。4日常生活乙酸（醋）用于烹飪和清潔。什么是堿1定義堿是能與酸發(fā)生中和反應(yīng)的化合物。2特性水溶液呈堿性，能電離出氫氧根離子。3試紙反應(yīng)使紅色石蕊試紙變藍(lán)。4常見堿氫氧化鈉、氫氧化鉀、氨水等。堿的性質(zhì)腐蝕性強(qiáng)堿具有腐蝕性，可溶解某些金屬。吸收性固體堿具有吸收空氣中水分和二氧化碳的能力?；伕袎A溶液有滑膩感。中和反應(yīng)能與酸發(fā)生中和反應(yīng)，生成鹽和水。堿的分類強(qiáng)堿如氫氧化鈉（NaOH）、氫氧化鉀（KOH），在水中完全電離。弱堿如氨水（NH3·H2O），在水中部分電離。不溶性堿如氫氧化銅（Cu(OH)2），在水中溶解度很小。堿的應(yīng)用堿在日常生活和工業(yè)生產(chǎn)中有廣泛應(yīng)用，如制造肥皂、紡織品染色、食品加工和污水處理等。什么是鹽1定義鹽是酸和堿反應(yīng)的產(chǎn)物。2組成由陽離子和陰離子組成的化合物。3性質(zhì)多數(shù)鹽易溶于水，有的具有特定顏色。4常見鹽氯化鈉、碳酸鈣、硫酸銅等。鹽的性質(zhì)溶解性大多數(shù)鹽易溶于水。結(jié)晶性許多鹽能形成晶體。導(dǎo)電性鹽溶液能導(dǎo)電。水解某些鹽在水中會(huì)發(fā)生水解反應(yīng)。鹽的分類按陰離子分類氯化物（如NaCl）硫酸鹽（如CuSO4）碳酸鹽（如CaCO3）按酸堿性分類中性鹽（如NaCl）酸性鹽（如NaHCO3）堿性鹽（如Na2CO3）鹽的應(yīng)用1食品加工氯化鈉用作調(diào)味品和防腐劑。2農(nóng)業(yè)硫酸銨用作氮肥。3醫(yī)療碳酸氫鈉用作制藥原料。4工業(yè)碳酸鈉用于玻璃制造。酸堿中和反應(yīng)反應(yīng)原理酸和堿反應(yīng)生成鹽和水?；瘜W(xué)方程式HCl+NaOH→NaCl+H2O熱效應(yīng)中和反應(yīng)通常伴隨放熱。應(yīng)用用于工業(yè)生產(chǎn)和實(shí)驗(yàn)室合成。水的電離定義水分子解離成氫離子和氫氧根離子的過程。方程式H2O?H++OH-平衡常數(shù)Kw=[H+][OH-]=1.0×10^-14(25°C)pH值的概念1定義溶液中氫離子濃度的負(fù)對數(shù)。2計(jì)算公式pH=-log[H+]3范圍通常在0-14之間。4意義表示溶液的酸堿程度。pH值的測定試紙法使用pH試紙快速測定。指示劑法利用酸堿指示劑變色。pH計(jì)法使用pH計(jì)精確測量。常用指示劑指示劑酸性顏色堿性顏色變色范圍石蕊紅色藍(lán)色4.5-8.3酚酞無色粉紅色8.3-10.0甲基橙紅色黃色3.1-4.4水的自離子化概念純水中水分子相互作用產(chǎn)生氫離子和氫氧根離子。方程式H2O+H2O?H3O++OH-意義解釋了純水的微弱導(dǎo)電性。水的中性7pH值純水的pH值為7，表示中性。10^-7[H+]濃度中性溶液中氫離子濃度為1.0×10^-7mol/L。10^-7[OH-]濃度中性溶液中氫氧根離子濃度也為1.0×10^-7mol/L。水的酸堿性酸性溶液pH<7[H+]>[OH-]堿性溶液pH>7[H+]<[OH-]酸堿鹽的離子反應(yīng)電離酸、堿、鹽在水中電離成離子。離子交換不同離子之間發(fā)生交換反應(yīng)。新物質(zhì)形成生成難溶物、氣體或弱電解質(zhì)。離子方程式的書寫1寫出電離方程式將強(qiáng)電解質(zhì)寫成離子形式。2劃去未參與反應(yīng)的離子識(shí)別并保留參與反應(yīng)的離子。3配平方程式調(diào)整系數(shù)，使兩邊離子數(shù)目相等。4檢查確保方程式平衡且符合實(shí)際反應(yīng)。離子反應(yīng)中的化學(xué)平衡概念反應(yīng)物和生成物之間達(dá)到動(dòng)態(tài)平衡狀態(tài)。特征正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率。影響因素濃度、溫度、壓力等可影響平衡。離子反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)定義平衡時(shí)反應(yīng)物和生成物濃度比值的常數(shù)。公式K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b（對于aA+bB?cC+dD）離子反應(yīng)的影響因素濃度增加反應(yīng)物濃度，平衡向生成物方向移動(dòng)。溫度升高溫度有利于吸熱反應(yīng)。壓力增加壓力有利于氣體減少的方向。催化劑加快反應(yīng)速率，不改變平衡位置?；瘜W(xué)反應(yīng)的熱化學(xué)方程式定義描述化學(xué)反應(yīng)中能量變化的方程式。組成包括化學(xué)方程式和反應(yīng)熱效應(yīng)。例子H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol課堂小結(jié)1基本概念回顧了酸、堿、鹽的定義和性質(zhì)。2反應(yīng)原理學(xué)習(xí)了酸堿中和反應(yīng)和離子反應(yīng)。3平衡理論探