化学反应原理第三章复习.ppt

附加隐含条件应用的“三个规律”： (1)溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子， 如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-。 (2)强碱性溶液中肯定不存在与OH-反应的离子， 如Fe3+、 Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+。 (3)强酸性溶液中肯定不存在与H+反应的离子, 如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2-。 2.酸碱中和滴定 (1)原理：c(标准)·V(标准)=c(待测)·V(待测)。 (2)操作步骤(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)： ①滴定前的准备 滴定管:查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录读数。 锥形瓶:注碱液→记读数→加指示剂 ②滴定操作 左手控制滴定管活塞,右手摇动锥形瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。 (3)数据处理：按上述操作重复二至三次,求标准盐酸体积的平均值,若某一组数据误差太大,要舍去不合理的数据。 (4)误差分析(用标准液滴定待测液)。 3.离子的检验 (1)离子检验常用的三种方法： (2)常见阳离子的检验： (3)常见阴离子的检验： 第3章 阶段复习课 一、水的电离 1.水的电离平衡 (1)外界条件对水的电离平衡的影响： (2)水的离子积常数(KW)。 ①KW=［H+］·［OH-］； ②KW只受温度影响； ③KW既适用于纯水，也适用于水溶液。 2．水电离出的［H+］或［OH-］的计算(25 ℃时)——“四类型” 在任何溶液中，由水电离出的［H+］和［OH-］相等。 (1)中性溶液:［H+］水=［OH-］水=1.0×10-7 mol·L-1。 (2)溶质为酸的溶液：H+来源于酸电离和水电离，而OH-只来源于水 电离，如计算pH=4的盐酸中水电离出的［H+］水，方法是先求出溶 液中的［OH-］=1.0×10-10 mol·L-1，即水电离出的［OH-］水=1.0×10-10 mol·L-1，故水电离出的［H+］水=［OH-］水=1.0× 10-10 mol·L-1。 (3)溶质为碱的溶液：OH-来源于碱电离和水电离，而H+只来源于水电离。如pH=10的NaOH溶液中，［H+］=1.0×10-10 mol·L-1，即水电离产生的［H+］水=1.0×10-10 mol·L-1，故水电离出的［OH-］水=［H+］水=1.0×10-10 mol·L-1。 (4)水解呈酸性或碱性的盐溶液：H+和OH-均由水电离产生。如pH=4的NH4Cl溶液中由水电离出的［H+］水=［OH-］水=1.0× 10-4 mol·L-1。(溶液中［OH-］=1.0×10-10 mol·L-1是因为大部分OH-与NH4+结合形成了NH3·H2O，剩余的［OH-］=1.0× 10-10 mol·L-1)；同理pH=10的Na2CO3溶液中由水电离出的 ［H+］水=［OH-］水=1.0×10-4 mol·L-1。 二、溶液的酸碱性与pH 1.溶液的酸碱性与［H+］、［OH-］及pH的关系 【注意】［H+］越大,酸性越强；［OH-］越大,碱性越强。 2.溶液pH的计算——“一种思路，四种类型” (1)一种思路：酸按酸，碱按碱，即： pH=-lg［H+］ (2)四种类型： ①酸性溶液 方法:先求［H+］,再求pH。 ②碱性溶液 方法:先求［OH-］,再根据［H+］=KW/［OH-］求出［H+］,最后求pH。 ③强酸、强碱的混合溶液 a.强酸或强碱溶液等体积混合，当pH相差两个或两个以上的单位时，pH混(酸)=pH小+0.3 pH混(碱)=pH大－0.3 b.强酸与强碱等体积混合 若pH酸+pH碱=14，则pH混=7 若pH酸+pH碱＜14，则pH混=pH酸+0.3 若pH酸+pH碱＞14，则pH混=pH碱-0.3 c.强酸与强碱以任意体积混合 先判断酸或碱的过量情况，若酸过量，按①情况计算，若碱过量，按②情况计算。 (说明：通常两种稀溶液混合，如不知溶液密度，则混合液的体积可认为是两种溶液的体积之和) ④溶液的稀释 三、弱电解质的电离 1.外界条件对弱电解质电离的影响(以NH3·H2O为例) 2.电离常数 (1)表示方法：对于AB A++B-， (2)意义：表征弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大， 弱电解质的电离程度越大。 (3)影响因素： K只与电解质的性质和温度有关。对同一弱电 解质，温度一定，电离常数一定；温度升高时，电离常数增大。 3.两种电解质相对强弱的判断 (1)判断依据： ①化学方程式：如C6H5OH＋Na2CO3 C6H5ONa＋NaHCO3， ONa OH +CO2+H2O→ +NaHCO3(酸性：H2CO3＞C6H5OH＞HCO3-)。 ②同浓度电解质溶液pH