步步高高中化学选修4第三章 第二节 第2课时
高中化学人教版步步高选修4化学反应原理第三章 第二节 第3课时
第3课时 酸碱中和滴定[学习目标定位] 1.了解酸碱中和滴定的原理,熟记酸碱中和滴定的主要仪器的名称及用途。
2.掌握酸碱中和滴定的实验操作、计算方法和误差分析。
一 酸碱中和滴定1．室温下,将pH ＝12的NaOH 溶液分别与等体积的下列酸溶液混合,判断其酸碱性,计算pH,填写下表:2.中和滴定的原理(1)酸碱中和反应的实质可用离子方程式H ＋＋OH －===H 2O 来表示,在中和反应中,H ＋、OH －之间的物质的量关系是n (H ＋)＝n (OH －)；若用参加反应的c (H ＋)、c (OH －)来表示,其关系式为c (H＋)·V 酸＝c (OH －)·V 碱,由此可计算c (H ＋),其表达式是c (H ＋)＝c (OH －)·V 碱V 酸；也可计算c (OH －),其表达式是c (OH －)＝c (H ＋)·V 酸V 碱。
由c (H ＋)、c (OH －)可分别求出相应酸、碱的浓度。
(2)用0.103 2 mol·L－1的盐酸溶液,中和25.00 mL 未知浓度的NaOH 溶液,中和完成后用去盐酸27.84 mL,请根据上述关系式计算NaOH 溶液的物质的量浓度是0.114_9_mol·L －1。
(3)请根据以上原理分析,归纳总结中和滴定的概念是利用中和反应,用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法。
其中已知浓度的酸(或碱)溶液常称为标准液,未知浓度的碱(或酸)溶液常称为待测液。
(4)中和滴定的关键是准确判断滴定终点(中和反应恰好反应完全的时刻),其方法是在待测液中加2～3滴指示剂,观察滴定过程中其颜色的变化,常选用的指示剂是酚酞或甲基橙,不用石蕊溶液的原因是石蕊溶液颜色变化不明显且突变范围太宽。
3．主要仪器及使用酸碱中和滴定所用的主要仪器是锥形瓶和滴定管。
(1)滴定管分为两种:①酸式滴定管:包括玻璃活塞、长玻璃管,可盛放酸性溶液、强氧化性溶液,不能盛放碱性溶液及氢氟酸。
【高中课件】人教版高中化学选修4第2章第3节《化学平衡》第2课时课件.ppt
●自主探究
• 1．某一可逆反应，一定条件下达到了平衡，若化学 反应速率改变，化学平衡是否一定发生移动？若平 衡发生移动，化学反应速率是否一定发生改变？
• 提示：平衡不一定移动，若速率改变后，v(正)＝ v(逆)，平衡不移动，v(正)≠v(逆)，则平衡发生移动。 若平衡发生移动，说明v(正)≠v(逆)，即化学反应速率 一定发生改变。
压强 催化剂
对于有气体参加的反应，其他条件不变，增大压 强，平衡向_气__体__体__积__减__小___的方向移动，减小压 强，平衡向_气__体__体__积__增__大_____的方向移动
能__同__等__程__度__地__改变正逆反应速率，对平衡移动 _无__影__响___
结论：如果改变影响平衡的条件之一，平衡将向着_能__够__减__ _弱__这__种__改__变_____的方向移动(即勒夏特列原理)
• 2．外界条件改变对化学平衡的影响
条件变化 增大反
应物浓度 减小反
应物浓度
增大压强
减小压强
反应速率变化 v(正)增大，v(逆)随之增 大 v(正)减小，v(逆)随之减 小 有气体参与的反应速率增 大 有气体参与的反应速率减 小
平衡移动方向
正反应方向
逆反应方向
气体体积减小的 方向 气体体积增大的 方向
到化学平衡时，要使混合气体的颜色加深，且 Br2 的百分含量
保持不变，可采取的方法是( )
A．减小压强
B．缩小体积
C．升高温度
D．增大氢气的浓度
• 解大缩升颜的D错小浓体高析色误温体度积：加。度积，，颜深，，化化色，化化学学加但学学平平深Br2平平衡衡即的衡衡向不c百(B向不逆移分r2)正移动反含变反动，应量大应，但方增。方但向c大减(B向c移，小r(2B)移动Cr压变2错)动，变强小误，c大，，(B；c，相Ar(2B增错)Br当减2大正误)变于小氢确；大增，气；， • 答案：B
高二化学知识点总结选修四
高二化学知识点总结选修四高二化学知识点总结选修四目录第一章、化学反应与能量第一节、化学反应与能量的变化第二节、燃烧热、能源第三节、化学反应热的计算第二章、化学反应速率和化学平衡第一节、化学反应速率第二节、影响化学反应速率的因素第三节、化学平衡第四节、化学反应进行的方向第三章、水溶液中的离子平衡第一节、弱电解质的电离第二节、水的电离和溶液的酸碱性第三节、盐类的水解第四节、难溶电解质的溶解平衡第四章、电化学基础第一节、原电池第二节、化学电源第三节、电解池第四节、金属的电化学腐蚀与防护第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO 等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
高一化学 人教选修4课件 第3章 第3节第2课时
当 堂
方
双
案 设
CH3COOH 和 CH3COO－总的物质的量，但因两溶液等体积
基 达
计
标
混 合 ， 溶 液 体 积 扩 大 至 原 来 的 2 倍 ， c(CH3COOH) ＋
c(CH3COO－)＝0.01 mol·L－1，所以 D 项错；
课
前
课
自
时
主
作
导
业
学
菜单
新课标 ·化学 选修4
教 学
误选 C 的同学是由于思路混乱或思维起点不知如何选 课 堂
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
当 堂
方 案
c(CH3COOH)＋2c(OH－)，所以 C 项错；对于 A、B 项，由
双 基
设
达
计 于 CH3COOH 溶液与 NaOH 充分作用后 CH3COOH 过量， 标
且当不考虑水解和电离时 c(CH3COO－)＝c(CH3COOH)，在
课 前
此情况下 CH3COOH 的电离程度强于 CH3COO－的水解程
教
小。
学
的应用。(重点)
当 堂
方 案
2.分析溶液中的“三大守恒”
双 基
设 计
2.能解释与盐类水 即“原子、电荷、质子”守 解相关的化学问题。恒，并应用所测离子浓度大
达 标
小比较中。(重难点)
课
前
课
自
时
主
作
导
业
学
菜单
新课标 ·化学 选修4
教
课
学
堂
目
互
标
动
分 析
探 究
1.用纯碱溶液清洗油污时， 加热 可以增强其去污能力。
人教版高中化学选修四课件2.3化学平衡第2课时 (2)
第二课时影响化学平衡的条件
1、浓度对化学平衡的影响（P28）
Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H＋ 橙色黄色
＋硫酸＋NaOH 橙黄色变成橙色 橙黄色橙色黄色
橙黄色变成黄色
实验探究(P29实验2－6) FeCl3+3KSCNFe(SCN)3+3KCl (黄色) (无色) (红色) (无色)
解释：加压→平衡向体积缩小的方向移动
根据勒夏特列原理，平衡向着加且反前后总体积发生改变。
aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)
a+b≠c+d 2)结论：在其它条件不变的情况下
增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动
减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。 说明: 体积缩小：即气体分子数目减少 体积增大：即气体分子数目增多
①增大水蒸气浓度②加入更多的碳③增加H2浓度
①平衡正向移动，CO浓度增大 ②平衡不移动，CO浓度不变 ③平衡逆向移动，CO浓度减小
小结：增加固体或纯液体 的量不能改变其浓度，也 不能改变速率，所以V(正) 仍等于V(逆)，平衡不移动
2、压强对化学平衡的影响
N2十3H22NH3
实验 数据：
NH3%随着压强的增大而增大，即平衡向正反应的方向移动
练习：下列反应达到化学平衡时，增大压强，平衡是否移动？ 向哪个方向移动？
①2NO(g)+O2(g)2NO2(g) ②H2O(g)+CO(g)CO2(g)+H2(g) 正向移动 不移动 逆向移动 逆向移动 不移动
③H2O(g)+C(s)CO(g)+H2(g)
④CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g) ⑤H2S(g)H2(g)+S(s)
高二化学人教版选修四第3章 第2节 第2课时 课堂
第三章第二节第2课时1．常温下，柠檬酸水溶液的pH是3，食用醋的pH是2，可乐的pH是6，三种物质的溶液中c(OH－)分别是(A)A．1×10－11mol·L－1,1×10－12mol·L－1,1×10－8mol·L－1B．1×10－11mol·L－1,1×10－8mol·L－1,1×10－12mol·L－1C．1×10－11mol·L－1,1×10－10mol·L－1,1×10－8mol·L－1D．1×10－8mol·L－1,1×10－11mol·L－1,1×10－12mol·L－1解析：常温下K w＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14，由各溶液的pH＝－lg c(H＋)，不难求出c(OH －)。
2．在25 ℃的条件下，将体积都为10 mL，pH都等于3的醋酸和盐酸，加水稀释到a mL 和b mL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释时加入水的体积为(D) A．a＝b＝10 mL B．a＝b>10 mLC．a<b D．a>b解析：在溶液中，盐酸电离是不可逆的，而CH3COOH的电离是可逆的，存在电离平衡。
在加水稀释的过程中，盐酸溶液里c(H＋)的主要变化只有一个，即减小；CH3COOH溶液里c(H＋)的主要变化有两个，即减小和增大。
若a＝b，稀释后的CH3COOH溶液pH<5，若使CH3COOH溶液pH＝5，就必须继续加水稀释，即a>b。
3．现有常温时pH＝1的某强酸溶液10 mL，下列操作能使溶液的pH变成2的是(A) A．加水稀释成100 mLB．加入10 mL的水进行稀释C．加入10 mL 0.01 mol·L－1的NaOH溶液D．加入10 mL 0.01 mol·L－1的HCl溶液解析：A加水稀释为原溶液体积的10倍，强酸的pH正好增大1个单位。
高中化学人教版步步高选修4化学反应原理第四章 第三节 第2课时
第2课时 电解原理的应用[学习目标定位] 1.熟知电解饱和食盐水、电镀、电解精炼铜、电冶金的原理,会写其电极反应式及化学方程式。
2.学会电解的有关计算。
一 电解原理的应用1．电解硫酸铜溶液在硫酸铜溶液中,插入两个电极进行电解。
(1)若两极均为Pt 电极,则阳极反应式是4OH －－4e －===2H 2O ＋O 2↑,阴极反应式是2Cu 2＋＋4e －===2Cu,电解的化学方程式是2CuSO 4＋2H 2O=====电解2Cu ＋O 2↑＋2H 2SO 4。
(2)若两极均为铜片,则阳极反应式是Cu －2e －===Cu 2＋,阴极反应式是Cu 2＋＋2e －===Cu,电解过程中溶液的浓度不变。
(3)若阳极为锌片,阴极为铜片,则阳极反应式是Zn －2e －===Zn 2＋,电解过程中阳极锌片不断溶解,阴极铜片质量不断增加。
2．电解饱和食盐水(1)通电前,氯化钠溶液中含有的离子:Na ＋、Cl －、H ＋、OH －。
通电时Na ＋、H ＋移向阴极,H ＋放电,Cl －、OH －移向阳极,Cl －放电。
电极反应式为阳极:2Cl －－2e －===Cl 2↑(氧化反应)；阴极:2H ＋＋2e －===H 2↑(还原反应)；因H ＋放电,导致水的电离平衡H 2OH ＋＋OH －向右移动,致使生成NaOH 。
(2)电解的总反应式化学方程式:2NaCl ＋2H 2O=====电解H 2↑＋Cl 2↑＋2NaOH ；离子方程式:2Cl －＋2H 2O=====电解H 2↑＋Cl 2↑＋2OH －； 工业上习惯把电解饱和食盐水叫做氯碱工业。
3．电镀(1)根据下图,回答下列问题:①电极反应式阳极:Cu －2e －===Cu 2＋； 阴极:Cu 2＋＋2e －===Cu 。
②可观察到的现象是铁件表面镀一层红色的铜,铜片不断溶解。
③硫酸铜溶液浓度的变化是不变。
(2)电镀的概念是应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法。
高中化学人教版步步高选修4化学反应原理第三章 第三节 第1课时
第三节盐类的水解第1课时盐类水解的实质与规律[学习目标定位] 1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系,进一步探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因,总结其规律。
2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。
一盐类水解1．水的电离与溶液的酸碱性(1)在水中加入酸(或碱),溶液中c(H＋)[或c(OH－)]增大,水的电离平衡向逆反应方向移动。
(2)溶液呈酸碱性的根本原因是c(H＋)≠c(OH－)。
溶液呈中性是因为c(H＋)＝c(OH－),呈酸性是因为c(H＋)>c(OH－),呈碱性是因为c(H＋)<c(OH－)。
2．通过实验测定下列0.1 mol·L－1盐溶液的pH,填写下表:3.CH3COONa(1)电离方程式CH3COONa溶液中存在水的电离平衡:H2O OH－＋H＋,CH3COONa溶于水后完全电离:CH3COONa===Na＋＋CH3COO－。
(2)水电离平衡的影响溶液中的CH3COO－能与水中的H＋结合生成难电离的醋酸分子,从而使水的电离平衡向电离的方向移动。
(3)溶液的酸碱性溶液中c(H＋)减小,c(OH－)增大,c(H＋)<c(OH－),故CH3COONa溶液呈碱性。
(4)水解方程式①化学方程式是CH3COONa＋H2O CH3COOH＋NaOH。
②离子方程式是CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－。
4．NH4Cl溶液呈酸性的原因(1)电离方程式NH4Cl溶液中存在水的电离平衡:H2O H＋＋OH－,NH4Cl溶于水全部电离:NH4Cl===NH＋4＋Cl－。
(2)水电离平衡的影响NH＋4与水电离的OH－结合生成难电离的NH3·H2O,水的电离平衡向电离的方向移动。
(3)溶液的酸碱性溶液中c(OH－)减小,c(H＋)增大,c(H＋)>c(OH－),故NH4Cl溶液呈酸性。
(4)水解方程式①化学方程式是NH4Cl＋H2O NH3·H2O＋HCl；②离子方程式是NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。
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解析
答案
二、酸碱溶液稀释后的pH变化规律
1.室温下计算下列酸溶液稀释后的pH (1)pH＝2的盐酸，若加水稀释10倍，其pH为 3 ；若加水稀释10n倍，其pH 为 2＋n 。 (2)若将pH＝5的盐酸加水稀释103倍，其pH 接近于7 。 (3)pH＝2的醋酸溶液，若加水稀释10倍，其pH大小范围应是 2<pH<3 。
例1 请依据pH的定义式计算下列溶液的pH(25 ℃)。 (1)0.05 mol· L－1 H2SO4溶液中，其pH为 1 。 (2)将0.4 g NaOH固体溶于水，得到1 L溶液，pH＝ 12 。
答案
例2
常温下，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸按1∶10的体积比混合后(混
合后溶液体积为二者之和)，溶液的pH＝ 3 。 解析 设pH＝2的盐酸体积为V，则pH＝4的盐酸的体积为10V，混合后
－2 －4 10 · V ＋ 10 · 10V ＋ －3 －1 c(H )＝ ＝ 10 mol· L 。 11V
则pH＝－lg c(H＋)＝3。
解析
答案
例3
(2017· 宁夏育才中学高二月考 )常温下，若1体积硫酸与 2体积pH＝
11的氢氧化钠溶液混合后的溶液的pH＝3(混合后体积变化不计)，则二者 物质的量浓度之比应为 A.5∶1 C.1∶5 B.5∶2 √ D.2∶5
图示
例4 常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是
A.pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5
B.pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝
1×10－6 mol· L－1
√
C.将1 L 0.1 mol· L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13
D.pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6
＝5，就必须继续加水稀释，即a>b。
1
2
3
4
5
解析
答案
3.常温下，将 pH ＝ 1 的硫酸溶液平均分成两等份，一份加入适量水，另 一份加入与该硫酸溶液物质的量浓度相同的氢氧化钠溶液，两者pH都增 大了1。则加入水和加入NaOH溶液的体积比约为 A.11∶1
解析
B.10∶1
C.6∶1 √
D.5∶1
设所取每份硫酸的体积为 V1，使硫酸由 pH＝1 变为 pH＝2，所加
(3)强酸与强碱混合 ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7 (25 ℃)。 ②酸过量：
＋ － c H · V 酸 － c OH · V碱 ＋ 先求 c(H )余＝ ， V酸＋V碱 再求pH。
③碱过量：
cOH－· V碱－cH＋· V酸 V酸＋V碱 先求c(OH－)余＝ ， Kw － c OH 余 ，最后求pH。 ＋ 再求c(H )＝
第三章 第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第2课时 溶液pH的计算
[学习目标定位]
1.学会pH的简单计算。
2.了解溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。
内容索引
新知导学 达标检测
新知导学
一、酸碱溶液混合后pH的计算方法 1.强酸、强碱溶液pH的计算 (1)计算c mol· L－1 HnA强酸溶液的pH (25 ℃) ①c(H＋)＝ nc mol· L－1； lg nc ②pH＝－ ______ (2)计算c mol· L－1 B(OH)n强碱溶液的pH (25 ℃) ①c(OH－)＝ nc mol· L－1； －14 10 Kw ＋ －1； nc ②c(H )＝ ＝ mol· L cOH－ ③pH＝14＋lg nc 。
1 2 3 4 5
解析
答案
2.在25 ℃的条件下，将体积都为10 mL，pH都等于3的醋酸和盐酸，加水
稀释到a mL和b mL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释时加入水的体
积为
A.a＝b＝1 000 mL
C.a<b 解析
B.a＝b>1 000 mL
D.a>b √
若 a ＝ b ，稀释后的 CH3COOH 溶液 pH<5 ，若使 CH3COOH 溶液 pH
2.酸碱溶液混合后 pH 的计算 (1)强酸与强酸混合 c1H＋· V1＋c2H＋· V2 V1＋V2 c(H＋)混＝ ，然后再求 pH。 (2)强碱与强碱混合
c1OH－· V1＋c2OH－· V2 V1＋V2 先计算 c(OH－)混＝ ，
Kw － ＋ c OH 混 ，最后求 pH。 再求 c(H )混＝
2.室温下计算下列碱溶液稀释后的pH (1)pH＝11的氢氧化钠溶液，若加水稀释10倍，其pH为 10 ；若加水稀释 10n倍，其pH为 11－n 。 (2)pH＝11的氨水，若加水稀释10n倍，其pH大小范围应是 (11－n)<pH<11 ； 若无限稀释时，其pH 接近于7 。
归纳总结
酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化示意图
达标检测
1.室温下将0.1 mol· L－1 HCl溶液和0.06 mol· L－1的Ba(OH)2溶液等体积混
合后，则该溶液的pH是
A.1.7
解析
B.12.3
这是强酸和强碱的混合，要先判断混合液的酸碱性。酸中 c(H＋)C.12Fra bibliotek√D.1
＝0.1 mol· L－1；碱中 c(OH－)＝0.12 mol· L－1，等体积混合碱过量，根据 pH 值的计算方法，要先求 c(OH－)，再求 c(H＋)，最后求 pH 值。c(OH－)余＝ cOH－· V碱－cH＋· V酸 Kw －1 ＋ －12 －1 ＝0.01 mol· L ， c(H )＝ mol· L ， 则 － ＝1×10 V酸＋V碱 cOH 余 pH＝－lg c(H＋)＝12。
解析
答案
例5
某温度下，相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，溶液 pH随溶
液体积变化的曲线如图所示。据图判断正确的是 A.Ⅱ为盐酸稀释时的pH变化曲线 B.b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强 √ C.a点Kw的数值比c点Kw的数值大 D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度
解析
答案
学习小结
1.溶液pH的计算 碱按碱、酸按酸，同强混合在中间； 异强混合看过量，无限稀释7为限。 2.pH差值≥2的两种强酸等体积混合后，pH混＝pH小＋0.3 pH差值≥2的两种强碱等体积混合后，pH混＝pH大－0.3