（浙江選考）2020版高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專題八 專項(xiàng)突破四 用守恒思想破解溶液中粒子濃度大小比較課件.ppt

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1、專項(xiàng)突破四用守恒思想破解溶液中粒子濃度大小比較,類型一 單一溶液中粒子濃度關(guān)系,類型二 混合溶液中粒子濃度關(guān)系,考法突破,類型三 不同溶液中同一粒子濃度大小的比較,類型四 與圖像有關(guān)的粒子濃度關(guān)系,1.熟知兩大理論,構(gòu)建強(qiáng)弱意識 (1)電離理論 弱電解質(zhì)的電離是微弱的,電離產(chǎn)生的微粒都非常少,還要考慮水的電離,如氨水中NH3H2O、N、OH-濃度的大小關(guān)系是c(NH3H2O) c(OH-)c(N)。,考法突破,多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的,第一步電離的程度遠(yuǎn)大于第二步電離的程度。如在H2S溶液中,H2S、HS-、S2-、H+的濃度大小關(guān)系是c(H2S)c(H+)c(HS-)c(S2-)。 (2)

2、水解理論 弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的(互相促進(jìn)的水解除外),但由于存在水的電離,故水解后酸性溶液中c(H+)或堿性溶液中c(OH-)總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度。如NH4Cl溶液中:N、Cl-、NH3H2O、H+ 的濃度大小關(guān)系是c(Cl-)c(N)c(H+)c(NH3H2O)。,多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的,第一步水解的程度遠(yuǎn)大于第二步水解的程度,如在Na2CO3溶液中,C、HC、H2CO3的濃度大小 關(guān)系應(yīng)是c(C)c(HC)c(H2CO3)。,2.把握三個(gè)守恒,明確等量關(guān)系 (1)電荷守恒,如在Na2CO3溶液中存在Na+、C、H+、OH-、HC,它們存在如下關(guān) 系:c(N

3、a+)+c(H+)=2c(C)+c(HC)+c(OH-)。,(2)物料守恒 物料守恒也就是元素守恒,變化前后某種元素的原子個(gè)數(shù)守恒。,(3)質(zhì)子守恒,質(zhì)子守恒即H2O電離出的H+和OH-濃度相等。如在Na2CO3溶液中,水電離出OH-和H+,其中水電離出的H+以H+、HC、H2CO3三種形式存在于 溶液中,則有c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3)(由電荷守恒式減去物料 守恒式也可求出質(zhì)子守恒式)。,典例1寫出0.1 molL-1的NaHCO3溶液中各離子濃度的關(guān)系。 (1)大小關(guān)系:。 (2)物料守恒:。 (3)電荷守恒:。 (4)質(zhì)子守恒:。,類型一單一溶液中粒子濃度關(guān)系

4、,答案(1)c(Na+)c(HC)c(OH-)c(H+)c(C) (2)c(Na+)=c(H2CO3)+c(HC)+c(C) (3)c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HC)+2c(C) (4)c(OH-)=c(H+)+c(HC)+2c(H2CO3) 規(guī)律方法(1)酸式鹽溶液的酸堿性主要取決于酸式酸根離子的電離能力和水解能力的相對強(qiáng)弱,如NaHCO3溶液中,HC的水解能力強(qiáng)于其電離能力,溶液顯堿性;而NaHSO3溶液中,HS的水解能力弱于其電離能力,溶液顯酸性。,(2)多元弱酸的強(qiáng)堿正鹽溶液:弱酸根離子水解以第一步為主。如硫化鈉溶液中,c(Na+)c(S2-)c(OH-)c(HS-)c

5、(H+)。,1.在0.1 molL-1的NH4Cl溶液中,下列各粒子濃度大小關(guān)系正確的是 ( D ) A.c(N)=c(Cl-)c(H+)=c(OH-) B.c(N)c(Cl-)c(OH-)c(H+) C.c(Cl-)c(N)c(OH-)c(H+) D.c(Cl-)c(N)c(H+)c(OH-),解析由于N水解,故c(N)c(OH-);水解程度微弱,故c(Cl-)c(N)c(H+)c(OH-)。,,類型二混合溶液中粒子濃度關(guān)系,典例2常溫下,Ka(HCOOH)=1.7710-4,Ka(CH3COOH)=1.7510-5,Kb(NH3H2O)=1.7610-5,下列說法正確的是(D) A.濃度均

6、為0.1 molL-1的HCOONa和NH4Cl溶液中陽離子的物質(zhì)的量濃度 之和:前者小于后者 B.用相同濃度的NaOH溶液分別滴定等體積pH均為3的HCOOH和CH3COOH溶液至終點(diǎn),消耗NaOH溶液的體積相等 C.0.2 molL-1 HCOOH與0.1 molL-1 NaOH等體積混合后的溶液中:c(HCOO-)+ c(OH-)=c(HCOOH)+c(H+) D.0.2 molL-1 CH3COONa與0.1 molL-1鹽酸等體積混合后的溶液中(pHc(Cl-)c(CH3COOH)c(H+),,解析A項(xiàng),HCOONa溶液中c(Na+)+c(H+)=0.1 molL-1+c(H+),N

7、H4Cl溶液中c(N)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)=0.1 molL-1+c(OH-);已知:Ka(HCOOH)= 1.7710-4Kb(NH3H2O)=1.7610-5,即同濃度時(shí)電離程度HCOOHNH3H2O,則水解程度HCOO-Ka(CH3COOH),所以n(HCOOH)

8、(HCOO-)+2c(OH-),故C項(xiàng)錯(cuò)誤。D項(xiàng),混合后得 CH3COONa、NaCl和CH3COOH物質(zhì)的量之比為111的混合液,且 pH c(CH3COO-)c(Cl-)c(CH3COOH)c(H+)c(OH-),故D項(xiàng)正確。,反思?xì)w納 酸、堿中和型離子濃度的關(guān)系判斷巧抓“四點(diǎn)” (1)抓反應(yīng)“一半”點(diǎn),判斷相當(dāng)于什么溶質(zhì)的等量混合。 (2)抓“恰好”反應(yīng)點(diǎn),生成什么溶質(zhì),溶液呈什么性,是什么因素造成的。 (3)抓溶液“中性”點(diǎn),生成什么溶質(zhì),哪種反應(yīng)物過量或不足。 (4)抓反應(yīng)“過量”點(diǎn),分析溶質(zhì)是什么。,2.在0.1 molL-1NH4Cl溶液和0.1 molL-1鹽酸的混合溶液中,下

9、列粒子濃度大小關(guān)系正確的是( B ) A.c(N)c(Cl-)c(OH-)c(H+) B.c(Cl-)c(H+)c(N)c(OH-) C.c(Cl-)c(N)c(H+)c(OH-) D.c(H+)c(Cl-)c(N)c(OH-),,解析 溶液呈酸性,則c(H+)c(OH-);由電荷守恒知c(H+)+c(N)= c(Cl-)+c(OH-),則c(Cl-)c(N);由c(Cl-)=0.2 molL-1,c(H+)0.1 molL-1,可 知c(Cl-)c(H+),c(N)c(H+)c(N)c(OH-)。,3.常溫下,將Na2CO3溶液、Na2SO3溶液和NaHCO3溶液混合,所得混合溶液中下列關(guān)系

10、一定成立的是( C ) A.c(Na+)c(C)c(HC)c(OH-)c(H+)c(S)c(HS) B.c(Na+)c(HC)c(C)c(S)c(OH-)c(H+) C.c(Na+)c(HC)+c(C)+c(H2CO3)+c(S)+c(HS)+c(H2SO3) D.c(Na+)+c(H+)=c(HC)+2c(C)+c(OH-)+c(HS)+c(S),,解析沒有告訴Na2CO3溶液、Na2SO3溶液和NaHCO3溶液物質(zhì)的量濃度的大小,無法判斷溶液中c(C)、c(HC)、c(S)的相對大小,故 A、B項(xiàng)錯(cuò)誤;Na2CO3溶液、Na2SO3溶液和NaHCO3溶液中分別存在物料守恒:c(Na+)=2

11、c(HC)+2c(C)+2c(H2CO3)、c(Na+)=2c(S)+2c(HS )+2c(H2SO3)、c(Na+)=c(HC)+c(C)+c(H2CO3),則混合溶液中一定 滿足:c(Na+)c(HC)+c(C)+c(H2CO3)+c(S)+c(HS)+c(H2SO3),故 C項(xiàng)正確;根據(jù)混合溶液中電荷守恒可得:c(Na+)+c(H+)=c(HC)+2c(C )+c(OH-)+c(HS)+2c(S),故D項(xiàng)錯(cuò)誤。,典例3有4種混合溶液,分別由等體積0.1 mol/L的2種溶液混合而成: CH3COONa溶液與Na2CO3溶液;CH3COONa溶液與NaCl溶液; CH3COONa溶液與Na

12、OH溶液;CH3COONa溶液與HCl溶液。 c(CH3COO-)排序正確的是(A) A.B. C.D.,類型三不同溶液中同一粒子濃度大小的比較,解析中Na2CO3、NaOH均抑制CH3COO-水解,但NaOH抑制能力更強(qiáng);中HCl促進(jìn)CH3COO-水解,所以c(CH3COO-):。,,4.25 時(shí),相同物質(zhì)的量濃度的下列物質(zhì)的溶液中,c(N)由大到小的 順序?yàn)椤?a.NH4Clb.CH3COONH4c.NH4HSO4 d.(NH4)2SO4e.(NH4)2Fe(SO4)2,答案edcab,解析1 mol (NH4)2SO4和(NH4)2Fe(SO4)2中均含有2 mol N,1 mol NH

13、4 Cl、CH3COONH4、NH4HSO4中均含有1 mol N,前兩者的溶液中c(N )大于后三者;由于Fe2+水解:Fe2++2H2O Fe(OH)2+2H+,抑制N水 解,故c(N):ed;a、b、c中,NH4HSO4電離出的H+抑制N水解,CH3 COO-促進(jìn)N水解,Cl-不影響N水解,故c(N):cab。,典例4(2017課標(biāo),13,6分)常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中,混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯(cuò)誤的是(D),類型四與圖像有關(guān)的粒子濃度關(guān)系,A.(H2X)的數(shù)量級為10-6 B.曲線N表示pH與lg的變化關(guān)系 C.NaHX溶液中c(H+

14、)c(OH-) D.當(dāng)混合溶液呈中性時(shí),c(Na+)c(HX-) c(X2-)c(OH-)=c(H+),,解析本題考查電離平衡常數(shù)的計(jì)算及離子濃度大小的比較。分析題意及題圖可知,圖中曲線M表示pH與lg的變化關(guān)系,曲線N表示pH與 lg的變化關(guān)系,B正確;在曲線M上選擇點(diǎn)(0.0,5.37),c(H+)=110-5.37 mol/L,=100=1,(H2X)==10-5.37,數(shù)量級為10-6,A項(xiàng)正確;當(dāng)=1時(shí),溶液顯酸性,所以NaHX溶液中c(H+)c(OH-),C正確;當(dāng)c(X2-)與 c(HX-)相等時(shí),溶液顯酸性,若要使溶液顯中性,需再加入NaOH溶液,則X2-的濃度大于HX-的濃度

15、,各離子濃度大小關(guān)系為c(Na+)c(X2-)c(HX-)c(OH-)=c(H+),D錯(cuò)誤。,5.H2C2O4為二元弱酸。20 時(shí),配制一組c(H2C2O4)+c(HC2)+c(C2)= 0.100 molL-1的H2C2O4和NaOH混合溶液,溶液中部分微粒的物質(zhì)的量濃度隨pH的變化曲線如圖所示。下列指定溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系一定正確的是( B ),,A.pH=2.5的溶液中:c(H2C2O4)+c(C2) c(HC2) B.c(Na+)=0.100 molL-1的溶液中:c(H+)+c(H2C2O4)=c(OH-)+c(C2) C.c(HC2)=c(C2)的溶液中:c(Na+)0.1

16、00 molL-1+c(HC2),D.pH=7.0的溶液中:c(Na+)=2c(C2),解析 結(jié)合圖像分析,pH=2.5時(shí),c(H2C2O4)+c(C2)遠(yuǎn)小于c(HC2), A錯(cuò)誤;c(Na+)=0.100 molL-1的溶液中存在c(Na+)=c(C2)+c(HC2)+c (H2C2O4)、c(H+)+c(Na+)=c(HC2)+2c(C2)+c(OH-),聯(lián)合兩式可以得到 c(H+)+c(H2C2O4)=c(OH-)+c(C2),B正確;根據(jù)電荷守恒:c(H+)+c(Na+)= 2c(C2)+c(HC2)+c(OH-),可以得到c(Na+)=2c(C2)+c(HC2)+c(OH-)-,c(H+),再結(jié)合c(C2)+c(HC2)+c(H2C2O4)=0.100 molL-1可以得出c(Na+)= 0.100 molL-1+c(C2)-c(H2C2O4)+c(OH-)-c(H+)=0.100 molL-1+c(HC2)- c(H2C2O4)+c(OH-)-c(H+),因?yàn)榇藭r(shí)溶液pH<7,則c(OH-)-c(H+)-c(H2C2O4)<0,,故c(Na+)2c(C2),D錯(cuò)誤。,