二年級(jí)科學(xué) 復(fù)件詳解【溶液中離子濃度大小的判斷】

電解質(zhì)溶液中離子濃度的主要關(guān)系及分析策略

電解質(zhì)溶液中離子濃度的關(guān)系涉及到<<溶液中的離子平衡>>一章幾乎所有的知識(shí)點(diǎn)，如強(qiáng)弱電解質(zhì)、電離平衡、水的電離、溶液的pH、離子反應(yīng)、鹽類(lèi)的水解等，在高中化學(xué)中占有非常重要的地位，是歷年高考命題的熱點(diǎn)之一，是每年高考都必定要涉及的內(nèi)容。溫馨提示鹽類(lèi)的水解第三節(jié)第三課時(shí)專(zhuān)題一：溶液中離子濃度大小的判斷民勤一中高二備課組一、溶液中的三個(gè)“守恒”（等式關(guān)系）1、電荷守恒規(guī)律：任何電解質(zhì)溶液，陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)等于陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)。例：0.1mol/LNa2CO3溶液中（1L）

存在的離子有：Na+、H+、CO32-、HCO3-、OH-n(Na+)+n(H+)＝n(OH－)＋n(HCO3－)＋2n(CO32－)

c(Na+)+c(H+)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋2c(CO32－)陽(yáng)離子所帶總正電荷陰離子所帶總負(fù)電荷What【現(xiàn)學(xué)現(xiàn)用】寫(xiě)出CH3COONa、Na2S、NaHCO3溶液中的電荷守恒式。NaHCO3溶液中:n(Na+)+n(H+)＝n(OH－)＋n(HCO3－)＋2n(CO32－)

c(Na+)+c(H+)＝c(OH－)＋c(HCO3－)＋2c(CO32－)CH3COONa溶液中：n(Na+)+n(H+)=n(CH3COO－)+n(OH－)

C(Na+)+c(H+)=c(CH3COO－)+c(OH－)Na2S溶液中：n(Na+)+n(H+)＝n(OH－)＋n(HS－)＋2n(S2－)

c(Na+)+c(H+)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)2、物料守恒（原子守恒）規(guī)律：是指某些特征性的原子是守恒的。例：0.1mol/LNa2CO3溶液中（1L）

n（Na+）=2[n（CO32-

）+n（HCO3-）+n(H2CO3)]=0.2mol

c（Na+）=2[c（CO32-

）+c（HCO3-）+c(H2CO3)]=0.2mol/L根據(jù)Na元素和C元素守恒來(lái)理解含C元素的離子有：

CO32-、HCO3-、

H2CO3

【現(xiàn)學(xué)現(xiàn)用】寫(xiě)出CH3COONa、NaHCO3溶液中的物料守恒式。n(Na+)=n(CH3COO－)+n(CH3COOH)

=0.1mol0.1mol/LCH3COONa溶液中(1L)c(Na+)=c(CH3COO－)+c(CH3COOH)

=0.1mol/L

0.1mol/LNaHCO3

溶液中（1L）n（Na+）=n（HCO3－）+n（CO32－）+n(H2CO3)=0.1mol

c（Na+）=c（HCO3－）+c（CO32－）+c(H2CO3)=0.1mol/L3、質(zhì)子守恒（水電離守恒）：

質(zhì)子守恒可由物料守恒和電荷守恒聯(lián)合求得例：Na2CO3

溶液中：n(H+)＋n(HCO3－)＋2n(H2CO3)=

n(OH－)c(H+)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)=c(OH－)規(guī)律：是依據(jù)水電離的反應(yīng)H2O=H++OH-知，水電離產(chǎn)生的H+和OH-的物質(zhì)的量總是相等的。寫(xiě)出CH3COONa、NaHCO3溶液中的質(zhì)子守恒式：【現(xiàn)學(xué)現(xiàn)用】CH3COONa溶液中：n(H+)+n(CH3COOH)=n(OH－)

c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH－)

NaHCO3溶液中：

c(H+)+c(H2CO3)—

c（CO32－）=c(OH－)

n(H+)+n(H2CO3)—

n（CO32－）=n(OH－)

0.1mol·L-1的Na2CO3溶液中

電荷守恒：

物料守恒：

質(zhì)子守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3—)+2c(CO32—)+c(OH—)c(H2CO3)+c(HCO3—)+c(CO32—)=0.5

c(Na+)=0.1mol·L—1c(OH—)=c(H+)+c(HCO3—)+2c(H2CO3)你能寫(xiě)出NaHS溶液中相應(yīng)的三個(gè)等式嗎？在NaHS溶液中

電荷守恒：

物料守恒：

質(zhì)子守恒：c(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=c(Na+)c(OH-)=c(H+)+c(H2S)—c(S2-)0.1mol/LNa2S水溶液中存在的分子有____________

離子有__________________H2OH2SS2-Na+HS-OH-H+①電荷守恒②S元素守恒③定組成守恒④質(zhì)子守恒⑤大小關(guān)系c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)=0.1mol/Lc(Na+)=2｛c(S2-)+c(HS-)+c(H2S)｝c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)練習(xí)二、溶液中離子濃度大小的判斷

（不等式關(guān)系）

兩個(gè)理論:

電離理論，

（鹽）水解理論。Why（重點(diǎn)知識(shí)）1、電離理論：②多元弱酸電離是分步，主要由第一步?jīng)Q定①弱電解質(zhì)電離是微弱的如：NH3·H2O溶液中：c(NH3·H2O)c(OH–)c(NH4+)c(H+)

如：H2S溶液中：c(H2S)c(H+)c(HS–)c(S2–)c(OH–)>>>>>>>對(duì)于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱電解質(zhì)分子的濃度。溶液中微粒濃度大小比較：Why2、水解理論：①弱離子由于水解而損耗。如：KAl(SO4)2溶液中：c(K+)c(Al3+)②水解是微弱③多元弱酸鹽分步水解，主要由第一步?jīng)Q定c(Cl–)c(NH4+)c(H+)c(NH3·H2O)c(OH–)如：Na2CO3溶液中：c(CO32–)c(HCO3–)c(H2CO3)>>>>>>>單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱離子的濃度。

如：NH4Cl溶液中：水溶液中微粒濃度的大小比較：（考點(diǎn)）Why1、單一溶質(zhì)溶液：根據(jù)電離、水解情況分析（1）弱酸或弱堿溶液：----只電離【例1】0.1mol/LH2S溶液中，下列關(guān)系錯(cuò)誤的是A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)]D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L

A三：題型與方法變式：室溫下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列關(guān)系式中不正確的是A.c(OH-)＞c(H+)B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/LC.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+)D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)

CHow(2).強(qiáng)酸弱堿鹽或弱酸強(qiáng)堿鹽溶液---只水解【例2】在氯化銨溶液中，下列關(guān)系正確的是

A.c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)B.c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)C.c(NH4+)＝c(Cl-)＞c(H+)＝c(OH-)D.c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)

A規(guī)律:在有“弱酸根離子或弱堿金屬離子”存在的溶液中,由于該離子水解，因而使其濃度減小,故有：

C(不水解離子）＞C(水解離子）(鹽中離子配比為1:1)變式：在Na2S溶液中下列關(guān)系不正確的是A．c(Na+)=2c(HS－)+2c(S2－)+c(H2S)

B.c(Na+)+c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－)C．c(Na+)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+c(H2S)

AD電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)；

物料守恒：c(Na+)=2c(HS-)+2c(S2-)+2c(H2S)；

質(zhì)子守恒：c(OH－)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)(3)強(qiáng)堿弱酸的酸式鹽溶液—既電離又水解【例3】草酸是二元弱酸，草酸氫鉀溶液呈酸性，在0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列關(guān)系正確的是A.c(K+)+c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+c(C2O42-)B.c(HC2O4-)+c(C2O42-)=0.1mol/LC.c(C2O42-)＞c(H2C2O4)D.c(K+)=c(H2C2O4)+c(HC2O4-)+c(C2O42-)

CD多元弱酸酸式酸根的水解與電離的區(qū)別：⑴NaHCO3HCO3

–

+H2OH2CO3

+OH

–①②HCO3

–

+H2OCO32–+H3O

+①水解②電離程度：>∴溶液呈

性堿⑵NaHSO3HSO3

–

+H2OH2SO3

+OH

–①②HSO3

–

+H2OSO32–+H3O

+①水解②電離程度：<∴溶液呈

性酸NaHSO3溶液NaHCO3溶液:c(Na+)＞c(HSO3－)＞c（H+）＞c(SO32－)＞c(OH－)c(Na+)＞c(HCO3－)＞c(OH－)＞c(CO32－)＞*c（H+）（4）同濃度、不同溶液中的同一離子：

考慮離子的相互影響分析例4:[16上海]物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，c(NH4+)最大的是()A.NH4ClB.NH4HSO4

C.CH3COONH4D.NH4HCO3B變式1:物質(zhì)的量濃度相同的下列各溶液：①Na2CO3②NaHCO3③H2CO3④(NH4)2CO3⑤NH4HCO3,其中C(CO32-)由小到大排列順序?yàn)開(kāi)_________________③<⑤<②<④<①

【規(guī)律】1、水解的鹽>雙水解的鹽2、當(dāng)溶液中存在水解的顯性離子時(shí)，抑制鹽的水解，則該水解的離子濃度大2.相同物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①(NH4)2SO4②(NH4)2CO3

③(NH4)2Fe(SO4)2④NH4Cl⑤NH4HSO4，其中

C(NH4＋)的大小順序?yàn)開(kāi)___________________。③＞①＞②＞⑤＞④3：同濃度的下列物質(zhì),在指定的離子濃度比較中錯(cuò)誤的是()A.c(PO43-):Na3PO4>Na2HPO4>NaH2PO4>H3PO4B.c(CO32-):(NH4)2CO3>Na2CO3>NaHCO3>NH4HCO3

C.c(NH4+):(NH4)2SO4>(NH4)2CO3>NH4HSO4>NH4ClD.c(S2-):Na2S>H2S>NaHS>(NH4)2SBD歸納：一種物質(zhì)作溶質(zhì)時(shí)關(guān)鍵分清楚主次；酸或堿考慮電離鹽注意考慮水解；酸式鹽考慮水解和電離不同物質(zhì)中同名離子考慮相互影響[抑？促？]弱酸或弱堿溶液---只電離只水解且微弱強(qiáng)酸弱堿鹽溶液強(qiáng)堿弱酸鹽溶液強(qiáng)堿弱酸的酸式鹽溶液---既電離又水解【例5】用物質(zhì)的量都是0.1mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知：C(CH3COO-)＞C(Na+)，對(duì)該混合溶液的下列判斷正確的是()A.C(H+)＞C(OH-)B.C(CH3COOH)＋C(CH3COO-)＝0.2mol/LC.C(CH3COOH)＞C(CH3COO-)D.C(CH3COO-)＋C(OH-)＝0.2mol/L1)兩種物質(zhì)混合不反應(yīng)：AB三：題型與方法２、兩種物質(zhì)混合How1.現(xiàn)有NH4Cl和氨水組成的混合溶液C(填“>”、“<”或“=”)①若溶液的pH=7，則該溶液中C(NH4＋)

C(Cl－)；②若溶液的pH>7，則該溶液中C(NH4＋)

C(Cl－)；③若C(NH4＋)<C(Cl－)，則溶液的pH

7。2、CH3COOH與CH3COONa等物質(zhì)的量混合配制成稀溶液，pH值為4.7，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是(

)

A、CH3COOH的電離作用大于CH3COONa的水解作用

B、CH3COONa的水解作用大于CH3COOH的電離作用

C、CH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解

D、CH3COONa的存在抑制了CH3COOH的電離=><B小結(jié)：混合不反應(yīng)通常有以下三種情形弱酸+對(duì)應(yīng)的弱酸強(qiáng)堿鹽弱堿+對(duì)應(yīng)的弱堿強(qiáng)酸鹽比較電離為主還是水解為主一般它們等物質(zhì)的量混合時(shí)有:①CH3COOH/CH3COONa[【1:1】②NH3·H2O/NH4Cl【1:1】③HCN/NaCN【1:1】電離大于水解水解大于電離高考一般會(huì)給出酸堿性或濃度信息2)兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)【例6】在10ml0.1mol·L-1NaOH溶液中加入同體積、同濃度CH3COOH溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是()。A．c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(H+)＞c(OH-)B．c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)C．c(Na+)＝c(CH3COO

-)＋c(CH3COOH)D．c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO

-)＋c(OH-)A注意：恰好完全反應(yīng)不一定呈中性--與單一溶質(zhì)溶液相同1．等體積、等濃度的一元酸和一元堿溶液混合，兩者恰好完全中和，有以下四種情況：⑴．強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合，所得溶液為中性⑵．相對(duì)較強(qiáng)的酸與相對(duì)較弱的堿溶液混合，所得溶液為酸性⑶．相對(duì)較弱的酸與相對(duì)較強(qiáng)的堿溶液混合，所得溶液為堿性⑷．若弱酸、弱堿混合，則考慮兩者的相對(duì)強(qiáng)弱，混合后的溶液可能也為酸性，堿性或中性注意兩種情況:【歸納】：誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性變式.一元酸HA溶液中，加入一定量強(qiáng)堿MOH溶液后，恰好完全反應(yīng)，反應(yīng)后的溶液中，下列判斷正確的是A．[A-]≥[M+]B．[A-]≤[M+]

C．若MA不水解,則[OH-]<[A-]D．若MA水解,則[OH-]>[A-]BC變式:(10廣東)在甲酸溶液中加入一定量的NaOH溶液，恰好完全反應(yīng)，對(duì)于生成的溶液,下列判斷一定正確的是

A、[HCOO-]＜[Na+]B、[HCOO-]＞[Na+]C、[OH-]＞[HCOO-]D、[OH-]＜[HCOO-]AD例7:（15川)在25℃時(shí)，將pH=11的NaOH溶液與pH=3的CH3COOH溶液等體積混合后，下列關(guān)系式中正確的是A、c(Na＋)=c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)B、c(H＋)=c(CH3COO－)＋c(OH－)C、c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)D、c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)變式:將PH=2的鹽酸與PH=12的氨水等體積混合,在所得的混合溶液中,下列關(guān)系式正確的是（）

A、[Cl-]＞[NH4+]＞[OH-]＞[H+](括號(hào)表示濃度)B、[NH4+]＞[Cl-]＞[OH-]＞[H+]C、[Cl-]＝[NH4+]＞[H+]＝[OH-]D、[NH4+]＞[Cl-]＞[H+]＞[OH-]DB3)兩種物質(zhì)反應(yīng)，其中一種有剩余：2．等體積的酸和堿溶液混合，且酸溶液中的c(H+)與堿溶液中的c(OH—)相等⑴．強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合，所得溶液為中性⑵．相對(duì)較強(qiáng)的酸與相對(duì)較弱的堿溶液混合，因堿有剩余，所得溶液為堿性；⑶．相對(duì)較弱的酸與相對(duì)較強(qiáng)的堿溶液混合，因酸有剩余，所得溶液為酸性；【歸納】誰(shuí)弱誰(shuí)過(guò)量、誰(shuí)弱顯誰(shuí)性、同強(qiáng)（弱）顯中性⑷．若弱酸、弱堿混合，則考慮兩者的相對(duì)強(qiáng)弱，混合后的溶液可能也為酸性，堿性或中性。例8(11上海)將0.1mol·L-1

醋酸鈉溶液20mL與0.1mol·L-1鹽酸10mL混合后，溶液顯酸性，則溶液中有關(guān)粒子濃度關(guān)系正確的是()A．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)B．c(CH3COO-)＞c(Cl-)>c(CH3COOH)＞c(H+)C．c(CH3COO-)＝c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)D．c(Na+)＋c(H+)＝c(CH3COO-)＋c(Cl-)＋c(OH-)BD變式：0.02mol·L-1HAc溶液與0.01mol·L-1NaOH溶液等體積混合,則混合液中微粒濃度關(guān)系不正確的是()A、c(Ac-)＞c(Na+)B、c(HAc)＞c(Ac-)C、c(Na+)