《第三章 总结（原卷板）教案课件-高中化学选择性必修一》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第三章 总结（原卷板）教案课件-高中化学选择性必修一（19页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、第三章 总结与检测（学案）知识点一、弱电解质的电离1、强、弱电解质(1)概念(2)与化合物类型的关系强电解质主要是大部分离子化合物及某些强极性键的共价化合物(除HF等外)。弱电解质主要是某些弱极性键的共价化合物。2、电离方程式的书写(1)弱电解质多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步。如H2CO3的电离方程式：H2CO3HHCO3，HCOHCO32。多元弱碱电离方程式一步写成。如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe33OH。(2)酸式盐强酸的酸式盐在溶液中完全电离。如：NaHSO4=NaHSO42。弱酸的酸式盐中酸式酸根在溶液中不能完全电离。如：NaHCO3=NaHCO3，H
2、COHCO32。提醒：电解质、非电解质均是化合物，盐酸、铜虽能导电，但它们既不是电解质也不是非电解质。CO2、SO2、SO3、NH3等溶于水也导电，是它们与水反应生成新物质后而导电的，而它们液态时不导电，故属于非电解质。BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分却能完全电离，属于强电解质。3、弱电解质的电离平衡(1)外界条件对电离平衡的影响温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。提醒：稀醋酸加水稀释时，溶液中的各
3、离子浓度并不是都减小，如c(OH)是增大的。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。电离平衡右移，电离程度也不一定增大。拓展：以0.1 molL1CH3COOH溶液为例：实例(稀溶液)CH3COOHHCH3COOH0改变条件平衡移动方向C(H)C(CH3COO-)C(CH3COOH)导电能力加水稀释加CH3COONa(s)加入少量冰醋酸通HCl(g)加NaOH(s)加入镁粉升高温度4、电离平衡常数1表达式对一元弱酸HA：HAHA Ka。对一元弱碱BOH：BOHBOH Kb。2特点：(1)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是Ka1Ka2Ka3，所以其酸性主要决定
4、于第一步电离。知识点二、水的电离和溶液的酸碱性1、水的电离1水的电离简写为：H2OHOH。2关于纯水的几个重要数据3外界因素对水的电离平衡的影响：(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw减小。(2)酸、碱：抑制水的电离。(3)能水解的盐：促进水的电离。(4)能与水反应的活泼金属：促进水的电离。提醒：水的离子积常数Kwc(H)c(OH)，不仅适用于纯水，也适用于所有水溶液。水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H和OH存在。比较由H2O电离产生的c(H)的大小时，可先对物质进行分类，酸碱抑制水的电离，能水解的盐促进水的电离。2、溶液的酸碱性与p
5、H1溶液的酸碱性常温下，溶液的酸碱性与c(H)、c(OH)的关系：溶液的酸碱性c(H)与c(OH) 比较c(H)大小酸性溶液c(H)c(OH)c(H)1107molL1中性溶液c(H)c(OH)c(H)1107molL1碱性溶液c(H)c(OH)c(H)1107molL12溶液的pH(1)表达式为pHlgc(H)。(2)使用范围：pH的取值范围为014，即只适用于c(H)1 molL1或c(OH)1 molL1的电解质溶液，当c(H)或c(OH)1 molL1时，直接用c(H)或c(OH)表示溶液的酸碱性。3判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”)。(1)相同浓
6、度的盐酸和NaOH溶液等体积混合( )(2)相同浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合( )(3)相同浓度氨水和盐酸等体积混合( )(4)pH2的盐酸和pH12的NaOH溶液等体积混合( )(5)pH3的盐酸和pH10的NaOH溶液等体积混合( )(6)pH3的盐酸和pH12的NaOH溶液等体积混合( )(7)pH2的CH3COOH溶液和pH12的NaOH溶液等体积混合( )(8)pH2的盐酸和pH12的氨水等体积混合( )【练后归纳】混合溶液酸碱性的判断规律1等浓度等体积一元酸与一元碱混合的溶液“谁强显谁性，同强显中性”2室温下，已知酸和碱pH之和的溶液等体积混合(1)两强混合：若
7、pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH7。若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH7。若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH7。(2)一强一弱混合“谁弱显谁性”。pH之和等于14时，强酸和弱碱等体积混合呈碱性；弱酸和强碱等体积混合呈酸性（谁弱显谁性）。4、多角度计算溶液的pH【规律总结】酸、碱溶液稀释时pH的变化规律稀释10n倍无限稀释强酸c(H)减小为原来的，pH稀pH原n7pH7(不可能小于7)弱酸c(H)减小的程度比强酸小，pH稀pH原n7pH7(不可能小于7)5、酸、碱中和滴定1概念：用已知物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。2原理：c待(以
8、一元酸与一元碱的滴定为例)。3酸碱中和滴定的关键(1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。(2)选取适当指示剂，准确判断滴定终点。4仪器与药品(1)主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台(带滴定管夹)、锥形瓶、大烧杯。(2)药品：标准溶液、待测液、酸碱指示剂。提醒：滴定管的精确度为0.01 mL。选择指示剂的三个要点。a变色范围与终点pH吻合或接近。b指示剂变色范围越窄越好。c指示剂在滴定终点时颜色变化明显，容易观察判断。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。(2)滴定。(3)终点判断：等到滴入最后一滴反应液，指示剂变色，且在半分钟内不能恢复原来的
9、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23次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据原理计算。c(NaOH)注意：在括号中填“”、“=”或“”)。(1)pH=3的等体积的盐酸和醋酸与等浓度的aL和bL的NaOH溶液中和，则a_b.(2)等体积等浓度的盐酸和醋酸与等浓度的aL和bL的NaOH溶液中和，则a_b.知识点三、盐类的水解1、盐类的水解及其规律1定义在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H或OH结合生成弱电解质的反应。2实质c(H)c(OH)溶液呈碱性、酸性或中性3特点4规律有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。5水解方程式的书写(1)一般要求(2)
10、三种类型的盐水解方程式的书写。多元弱酸盐水解：分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解方程式。多元弱碱盐水解：水解离子方程式一步写完。阴、阳离子相互促进的水解：水解程度较大，书写时要用“=”、“”、“”等。【练后归纳】熟记下列因水解相互促进反应而不能大量共存的离子组合Al3与HCO、CO3、AlO、SiO32、HS、S2、ClO。Fe3与HCO3、CO32、AlO2、SiO32、ClO。NH与SiO32、AlO2。6盐溶液蒸干所得产物的判断(1)K2CO3水溶液蒸干得到的固体物质是_，原因是_。(2)Al2(SO4)3溶液蒸干得到的固体物质是_，原因是_。(3)FeCl3溶液蒸干灼烧得到的固
11、体物质是_，原因是_。(4)FeCl2溶液蒸干灼烧得到的固体物质是_，原因是_。(5)NaHCO3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是_，原因是_。(6)Na2SO3溶液蒸干灼烧得到的固体物质是_，原因是_。(7)如果由FeCl3溶液得到FeCl3固体，操作为_。（8）配制FeCl3溶液，为了防止沉淀，应_。2、影响盐类水解平衡的因素1内因形成盐的酸或碱的强弱。对应的酸或碱越弱就越易发生水解。如酸性：CH3COOHH2CO3相同浓度的Na2CO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为pH(Na2CO3)pH(CH3COONa)。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右移增
12、大增大反应物浓度增大右移减小增大减小左移增大减小(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。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增大减小碱减小增大加能水解的盐提醒：稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H或OH的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。向CH3COONa溶液中加入少量冰醋酸，并不会与CH3COONa溶液水解产生的OH反应，使平衡向水解方向移动，原因是：体系中c(CH3COOH)增大是主要因素，会使平衡CH3COOH2OCH3COOHOH左移。知识点四、难溶电解质的溶解平衡1、沉淀的溶解平衡及应用(1)含义在一定温度下的水溶液中，当沉淀溶解和生成的速率相等时，即建立了溶解平衡状态。(2)建立过程固体溶质溶液中的溶质(3)沉淀溶解平衡的影响因素以AgCl为例：AgCl(s)Ag(aq)Cl(aq)外界条件移动方向平衡后c(Ag)平衡后c(Cl)Ksp升高温度加水稀释加入少量AgNO3通入HCl通入H2S2、沉淀溶解平衡的应用(1)沉淀的生成调节pH法如除去NH4Cl溶液中的FeCl3杂质，可加入氨水调
