高三化學(xué)復(fù)習(xí)知識清單（通用版） 知識清單18 溶液中微粒濃度的關(guān)系

18溶液中微粒濃度的關(guān)系知識清單【知識網(wǎng)絡(luò)】【知識歸納】一、溶液中微粒濃度的等量關(guān)系1．電荷守恒（1）含義：陽離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等（2）系數(shù)：電荷數(shù)（3）特點：只含離子，與物質(zhì)的種類、比例、是否反應(yīng)無關(guān)，只與離子的種類有關(guān)（4）判斷：先看系數(shù)是否正確，再看離子是否齊全2．物料守恒（1）含義①原始物質(zhì)中某些微粒間存在特定的比例關(guān)系②溶液中所有含某元素或原子團的微粒的濃度之和等于某一特定的數(shù)值（2）系數(shù)：按照比例確定（3）特點：一定沒有H+和OH－，與比例有關(guān)，與是否反應(yīng)無關(guān)（4）判斷：先看比例是否正確，再看微粒是否齊全3．質(zhì)子守恒（1）含義：水電離出的c（H+）和c（OH－）相等（2）表達式：c（OH－）+c（OH－）消耗－c（OH－）外來＝c（H+）+c（H+）消耗－c（H+）外來（3）系數(shù)：變化量（4）特點：一定有H+和OH－，還有分子（5）混合液中質(zhì)子守恒＝電荷守恒與物料守恒消不變或特定的離子（6）判斷：先根據(jù)變化量確定系數(shù)是否正確，再看微粒方向是否正確二、溶液酸堿性的判斷1．根據(jù)電離常數(shù)判斷（1）弱酸（堿）與其相應(yīng)鹽（1∶1）混合：比較Ka或Kb與Kh的相對大?。?）弱酸的酸式鹽：比較水解程度（Kh2）和電離程度（Ka2）的相對大小（3）弱酸弱堿鹽：比較Kh陽和Kh陰的相對大小2．根據(jù)微粒濃度判斷（1）NaHA溶液中：c（H2A）＞c（A2－），則溶液呈堿性（2）MA溶液中：c（M+）＞c（A－），則溶液呈堿性（3）HA+NaB（1∶1）溶液中：c（HA）＞c（B－），則溶液呈堿性3．根據(jù)酸堿混合后所得物質(zhì)判斷（1）等濃度等體積的醋酸和燒堿混合，則溶液呈堿性（2）等濃度等體積的氨水和鹽酸混合，則溶液呈酸性（3）pH之和等于14的鹽酸和燒堿等體積混合，則溶液呈中性（4）pH之和等于14的醋酸和燒堿等體積混合，則溶液呈酸性（5）pH之和等于14的氨水和鹽酸等體積混合，則溶液呈堿性4．四種?？蓟旌先芤旱乃釅A性（1）CH3COOH與CH3COONa等濃度時：CH3COOH的電離程度大于CH3COO－的水解程度，等體積混合后溶液呈酸性。（2）NH4Cl和NH3·H2O等濃度時：NH3·H2O的電離程度大于NH4+的水解程度，等體積混合后溶液呈堿性。（3）HCN與NaCN等濃度時：CN－的水解程度大于HCN的電離程度，等體積混合后溶液呈堿性。（4）Na2CO3與NaHCO3等濃度時：由于CO32－的水解程度大于HCO3－的水解程度，所以等體積混合后c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（H+）。三、溶液中微粒濃度的不等量關(guān)系1．三個原則（1）原始物質(zhì)中微粒濃度大①鹽在溶液中主要以離子形式存在②弱酸或弱堿在溶液中主要以分子形式存在（2）化學(xué)式中個數(shù)多的微粒濃度大（3）主要反應(yīng)生成的微粒濃度大2．一個忽略：弱酸（堿）及其相應(yīng)鹽的混合物，相互抑制，忽略程度小的平衡（1）CH3COONa+CH3COOH（1∶1）①酸堿性：酸性，電離＞水解，忽略水解②大小關(guān)系：c（CH3COO－）＞c（Na+）＞c（CH3COOH）＞c（H+）＞c（OH－）（2）NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）①酸堿性：堿性，電離＞水解，忽略水解②大小關(guān)系：c（NH4+）＞c（Cl－）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＞c（H+）（3）HCN和NaCN（1∶1）①酸堿性：堿性，電離＜水解，忽略電離②大小關(guān)系：c（HCN）＞c（Na+）＞c（CN－）＞c（OH－）＞c（H+）（4）pH＝3的一元弱酸HR與pH＝11的NaOH溶液等體積混合①反應(yīng)后溶液的成分：NaR（少量）和HR（大量）②酸堿性：酸性，電離＞水解，忽略水解③大小關(guān)系：c（HR）＞c（R－）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH－）（5）pH＝9的一元弱堿ROH與pH＝5的HCl溶液等體積混合①反應(yīng)后溶液的成分：RCl（少量）和ROH（大量）②酸堿性：堿性，電離＞水解，忽略水解③大小關(guān)系：c（ROH）＞c（R+）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）3．三個思維模型四、常見類型1．比值型微粒濃度的變化（1）適用范圍：分子和分母變化趨勢相同（2）方法：變形法①分子和分母同乘一個相同的量，盡可能將其轉(zhuǎn)化為平衡常數(shù)②分子和分母同乘溶液的體積，將其轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量（3）極限法：無限加料或無限稀釋①無限加A，相當(dāng)于只是A溶液，其濃度無限接近于所加入的A的濃度②無限加水，相當(dāng)于只是水，c（H+）或c（OH－）→10－7mol?L－1，其他微粒濃度為0（4）中性溶液：結(jié)合電荷守恒進行判斷2．弱酸的酸式鹽溶液中微粒濃度的比較（1）NaHX（酸性）：c（Na+）＞c（HX－）＞c（H+）＞c（X2－）＞c（OH－）＞c（H2X）（2）NaHX（堿性）：c（Na+）＞c（HX－）＞c（OH－）＞c（H2X）＞c（H+）＞c（X2－）3．中性溶液中微粒濃度的比較（1）方法①在恰好中和的基礎(chǔ)上多（少）加一點酸（堿）性物質(zhì)，不考慮水解和電離②正常的微粒濃度假設(shè)為1mol/L，額外多一點或少一點的微粒濃度假設(shè)為0.1mol/L（2）鹽酸滴定氨水①溶液成分：NH4Cl（1mol/L）和NH3·H2O（0.1mol/L）②濃度大?。篶（Cl－）＝c（NH4+）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＝c（H+）（3）醋酸滴定燒堿①溶液成分：CH3COONa（1mol/L）和CH3COOH（0.1mol/L）②濃度大?。篶(Na+)＝c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＝c(OH－)（4）燒堿滴定氯化銨：NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）顯堿性①溶液成分：NaCl（1mol/L）、NH3·H2O（1mol/L）和NH4Cl（1.1mol/L）②濃度大?。篶（Cl－）＞c(NH4+)＞c(Na+)＝c（NH3·H2O）＞c(H+)＝c(OH－)（5）鹽酸滴定醋酸鈉：CH3COONa+CH3COOH（1∶1）顯酸性①溶液成分：CH3COONa（1.1mol/L）、CH3COOH（1mol/L）和NaCl（1mol/L）②濃度大?。篶(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＝c（Cl－）＞c(H+)＝c(OH－)（6）氯氣通入燒堿①溶液成分：NaCl（1mol/L）、NaClO（0.9mol/L）和HClO（0.1mol/L）②濃度大?。篶(Na+)＞c（Cl－）＞c(ClO－)＞c(HClO)＞c(H+)＝c(OH－)五、電解質(zhì)溶液圖像分析1．酸堿中和滴定曲線以室溫時用0.1mol·L－1NaOH溶液滴定20mL0.1mol·L－1HA溶液為例（1）起始點：HA的單一溶液①根據(jù)起點時的pH可以判斷電解質(zhì)的強弱②根據(jù)起點時的pH可以計算弱酸（堿）的電離常數(shù)（2）半中和點：HA和NaA等量混合①酸性：HA的電離程度大于NaA的水解程度：c（A－）＞c（Na+）＞c（HA）＞c（H+）＞c（OH－）②堿性：HA的電離程度小于NaA的水解程度：c（HA）＞c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H+）（3）中和點：原溶液中溶質(zhì)恰好完全反應(yīng)生成NaA①特點：溶液的溫度最高；水的電離度最大②溶液酸堿性：溶液顯堿性③微粒濃度的大?。篶（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+）（4）中性點：判斷酸或堿稍微過量①溶液成分：NaA和少量的HA②微粒濃度的大?。篶（Na+）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H+）（5）半過量點：NaA+NaOH（2∶1）①溶液酸堿性：NaOH溶液過量，溶液顯堿性②微粒濃度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+）（6）倍過量點：NaA+NaOH（1∶1）①溶液酸堿性：NaOH溶液過量，溶液顯堿性②微粒濃度大?。篶（Na+）＞c（OH－）＞c（A－）＞c（HA）＞c（H+）2．中和滴定中直線圖像及分析常溫下，向二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示：（1）滴定原理：H2Y+OH－H2O+HY－、HY－+OH－H2O+Y2－（2）滴定過程：隨著NaOH的加入，c（H+）逐漸減?、賚g＝lg＝lg逐漸增大②lg＝lg＝lg逐漸減?。?）電離常數(shù)：找濃度相等點①a點：lg＝0，c（H2Y）＝c（HY－），Ka1＝＝c（H+）＝10－1.3②e點：lg＝0，c（HY－）＝c（Y2－），Ka2＝＝c（H+）＝10－4.3（4）交點c的特殊性：lg＝lg，c（H2Y）＝c（Y2－）（5）酸式鹽NaHY的酸堿性：比較Ka2和Kh2的相對大小①若Ka2＞Kh2，說明HY－的電離程度大于HY－的水解程度，溶液呈酸性②若Ka2＜Kh2，說明HY－的電離程度小于HY－的水解程度，溶液呈堿性③Kh2＝＝＝10－12.7＜Ka2＝10－4.3，說明NaHY呈酸性3．電解質(zhì)稀釋圖像分析（1）相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸稀釋圖像①加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大②加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多③無限稀釋，溶液的pH無限接近于7④稀釋過程中，水的電離程度變大⑤稀釋過程中，醋酸的pH變化幅度大（2）相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸稀釋圖像①加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大②加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多③無限稀釋，溶液的pH無限接近于7④稀釋過程中，水的電離程度變大⑤稀釋過程中，鹽酸的pH變化幅度大4．分布系數(shù)圖像分布系數(shù)圖像是酸堿中和滴定曲線的一種變式，常以pH、分布系數(shù)（δ）為橫、縱坐標(biāo)，結(jié)合滴定實驗數(shù)據(jù)繪制出關(guān)系曲線，這里分布系數(shù)（δ）代表組分的平衡濃度占總濃度的比值。一元弱酸（HA）二元弱酸（H2A）δ0代表HA，δ1代表A－δ0代表H2A，δ1代表HA－，δ2代表A2－（1）電離常數(shù)的計算：找交點（微粒濃度相等點）①pH＝4.76時，c（HA）＝c（A－），Ka（HA）＝＝c（H+）＝10－4.76②pH＝1.2時，c（H2A）＝c（HA－），Ka1（H2A）＝＝10－1.2③pH＝4.1時，c（HA－）＝c（A2－），Ka2（H2A）＝＝10－4.1（2）水解常數(shù)的計算①A－的水解常數(shù)：Kh＝＝＝1×10－9.24②A2－的水解常數(shù)：Kh1＝＝＝1×10－9.9③HA－的水解常數(shù)：Kh2＝＝＝1×10－12.8（3）NaHA溶液①溶液的酸堿性：溶液呈酸性（Ka2＞Kh2）②微粒濃度大?。篶（Na+）＞c（HA－）＞c（A－）＞c（A2－）＞c（H2A）＞c（H+）＞c（OH－）5．水的電離度圖像（1）c(H+)水和c(OH－)水的關(guān)系：在任何情況下都相等（2）溶液對水的電離度的影響①酸和堿抑制水的電離，酸堿性越強，c（H+）水越?、谌觖}促進水的電離，酸堿性越強，c（H+）水越大（3）化學(xué)反應(yīng)過程中c(H+)水的變化①酸和堿反應(yīng)過程中，恰好中和時，c(H+)水最大②強酸滴定弱酸鹽過程中，c(H+)水變小③強堿滴定弱堿鹽過程中，c(H+)水變小（4）水電離出的氫離子濃度和溶液pH的關(guān)系①c(H+)水＝10－5mol·L－1，pH＝5（酸鹽溶液）或9（堿鹽溶液）②c(H+)水＝10－10mol·L－1，pH＝10（堿溶液）或4（酸溶液）③c(H+)水＝10－7mol·L－1，該溶液對水的電離不促進也不抑制，溶液可能呈酸性、堿性和中性混合液溶液酸堿性NH3·H2O和NH4Cl中性CH3COOH和CH3COONa中性NaOH和Na2CO3堿性NH4Cl和HCl酸性（5）實例：鹽酸滴定氨水中由水電離的氫離子濃度隨加入鹽酸體積的變化圖①a點：溶液中全部是NH3·H2O，pH＝11②b點：NH3·H2O和NH4Cl的混合物，溶液呈中性③c點：恰好中和點，全部是NH4Cl溶液，溶液呈酸性④d點：NH4Cl和HCl的混合物，溶液呈酸性6．離子濃度隨離子濃度的變化曲線（1）反應(yīng)：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq）（2）圖像中的點①曲線上的任意點：表示平衡狀態(tài)②曲線上方的點：表示過飽和狀態(tài)③曲線下方的點：表示不飽和狀態(tài)④恒溫下，平衡只能沿著曲線移動（3）溶液中離子濃度的變化①蒸發(fā)不飽和溶液時，電解質(zhì)離子濃度都增大②蒸發(fā)飽和溶液時，電解質(zhì)離子濃度都不變③稀釋溶液時，電解質(zhì)離子濃度都減?。?）溶度積常數(shù)①只能用曲線上的某點上數(shù)據(jù)計算Ksp的值，要注意看清橫坐標(biāo)、縱坐標(biāo)是c還是lgc（或－lgc）。②在同一曲線上的點，溶度積常數(shù)相同③當(dāng)溶液中離子濃度≤10－5mol·L－1時，可認(rèn)為該離子沉淀完全，可結(jié)合Ks