《（新課改省份專版）2020高考化學一輪復習 7.5 專題研究 溶液中粒子濃度關系學案（含解析）.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《（新課改省份專版）2020高考化學一輪復習 7.5 專題研究 溶液中粒子濃度關系學案（含解析）.doc（7頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

第5課時　專題研究——溶液中粒子濃度關系 判斷電解質溶液中的粒子濃度關系是近幾年高考的必考題型，一般在選擇題中作為壓軸題呈現。因綜合性強、難度大且?？汲Ｐ?，成為考生失分的重災區(qū)。要想攻克此難關，需巧妙利用平衡觀念和守恒思想建立起等量關系，進行分析，比較即可。 1．電離平衡→建立電離過程是微弱的意識 弱電解質(弱酸、弱堿、水)的電離是微弱的，且水的電離能力遠遠小于弱酸和弱堿的電離能力。如在稀醋酸溶液中存在：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，溶液中粒子濃度由大到小的順序：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。 2．水解平衡→建立水解過程是微弱的意識 弱酸根離子或弱堿陽離子的水解是微弱的，但水的電離程度遠遠小于鹽的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中存在：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，溶液中，c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)。 1．等式關系 (1)電荷守恒 電解質溶液中所有陽離子所帶正電荷總數與所有陰離子所帶負電荷總數相等。 如：NaHCO3溶液中電荷守恒： c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。 (2)物料守恒 電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其他離子或分子，但離子或分子中某種特定元素原子的總數不變。 如：在NaHCO3溶液中，n(Na)∶n(C)＝1∶1，推出c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)。 (3)質子守恒 質子守恒是指電解質溶液中的分子或離子得到或失去的質子的物質的量相等。質子守恒也可根據電荷守恒和物料守恒聯合求出。 如：NH4HCO3溶液中H3O＋、H2CO3為得到質子后的產物；NH3H2O、OH－、CO為失去質子后的產物，故有c(H3O＋)＋c(H2CO3)＝c(NH3H2O)＋c(OH－)＋c(CO)。 [提醒]　電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡單相加：如2c(CO)的化學計量數2代表一個CO帶有2個負電荷，不可漏掉。 2．不等式關系 溶液類型 典型實例 離子濃度大小規(guī)律 多元弱酸溶液 0.1 molL－1的H2S溶液中：c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－) 顯性離子＞一級電離離子＞二級電離離子 一元弱酸的正鹽溶液 0.1 molL－1的CH3COONa溶液中： c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) 不水解離子＞水解離子＞顯性離子＞水電離出的另一離子 二元弱酸的正鹽溶液 0.1 molL－1的Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO)＞c(OH－)＞c(HCO)＞c(H＋) 不水解離子＞水解離子＞顯性離子＞二級水解離子＞水電離出的另一離子 二元弱酸的酸式鹽溶液 0.1 molL－1的NaHCO3溶液中： c(Na＋)＞c(HCO)＞c(OH－)＞c(H＋)＞c(CO) 不水解離子＞水解離子＞顯性離子＞水電離出的另一離子＞電離得到的酸根離子 1．比較溶液中粒子濃度關系的三大類型 類型一：單一溶液中各離子濃度的比較 ①多元弱酸溶液：多元弱酸分步電離，電離程度逐級減弱。如H3PO4溶液中： c(H＋)>c(H2PO)>c(HPO)>c(PO)。 ②多元弱酸的正鹽溶液：多元弱酸的酸根離子分步水解，水解程度逐級減弱。如在Na2CO3溶液中： c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)。 類型二：混合溶液中各離子濃度的比較 混合溶液要綜合分析電離、水解等因素。如在0.1 molL－1 NH4Cl溶液和0.1 molL－1的氨水混合溶液中，各離子濃度大小的順序為c(NH)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋)。 類型三：不同溶液中同一離子濃度的比較 不同溶液要看溶液中其他離子對該離子的影響。 如在相同物質的量濃度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4，c(NH)由大到小的順序為③＞①＞②。 2．比較溶液中粒子濃度關系的解題流程 [考法精析] 考法一　單一溶液中粒子濃度關系 1．常溫下，濃度均為0.1 molL－1的下列溶液中，粒子的物質的量濃度關系正確的是(　　) A．氨水中，c(NH)＝c(OH－)＝0.1 molL－1 B．NH4Cl溶液中，c(NH)＞c(Cl－) C．Na2SO4溶液中，c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋) D．Na2SO3溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(HSO)＋c(H2SO3) 解析：選C　氨水為弱堿溶液，NH3H2O只能部分電離出OH－，結合電荷守恒c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)可得：c(NH)＜c(OH－)＜0.1 molL－1，A錯誤；NH4Cl溶液中，NH部分水解，Cl－濃度不變，則溶液中c(NH)＜c(Cl－)，B錯誤；Na2SO4溶液顯中性，c(OH－)＝c(H＋)，結合電荷守恒可得：c(Na＋)＝2c(SO)，溶液中離子濃度大小為c(Na＋)＞c(SO)＞c(OH－)＝c(H＋)，C正確；根據Na2SO3溶液中的物料守恒可得：c(Na＋)＝2c(SO)＋2c(HSO)＋2c(H2SO3)，D錯誤。 2．室溫下，下列溶液中粒子濃度關系正確的是(　　) A．Na2S溶液：c(Na＋)＞c(HS－)＞c(OH－)＞c(H2S) B．Na2C2O4溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4) C．Na2CO3溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(OH－) D．CH3COONa和CaCl2混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋2c(Cl－) 解析：選B　由質子守恒可知，Na2S溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，c(OH－)＞c(HS－)，A錯誤；同理，Na2C2O4溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O)＋2c(H2C2O4)，B正確；Na2CO3溶液中的電荷守恒關系式為c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，C錯誤；CH3COONa和CaCl2混合溶液，根據物料守恒關系：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝c(Na＋)，c(Cl－)＝2c(Ca2＋)，即正確的關系式為c(Na＋)＋2c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋c(Cl－)，D錯誤。 [歸納總結] (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弱，如NaHCO3溶液中，HCO的水解能力強于其電離能力，溶液顯堿性；而NaHSO3溶液中，HSO的水解能力弱于其電離能力，溶液顯酸性。 (2)多元弱酸的強堿正鹽溶液：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(H＋)。 考法二　混合溶液中粒子濃度關系 3．常溫下，將等體積、等物質的量濃度的NH4HCO3與NaCl溶液混合，析出部分NaHCO3晶體，過濾，所得濾液pH<7。下列關于濾液中的離子濃度關系不正確的是(　　) A.＜1.010－7 molL－1 B．c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3) C．c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO) D．c(Cl－)＞c(NH)＞c(HCO)＞c(CO) 解析：選C　濾液中溶質的主要成分為NH4Cl和NaHCO3的混合物。濾液pH＜7，則c(H＋)＞1.010－7 molL－1，常溫下KW＝1.010－14，所以＜1.010－7 molL－1，A項正確；由于開始加入等物質的量的NH4HCO3與NaCl，根據物料守恒可知，B項正確；析出NaHCO3后，在濾液中根據電荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＋c(Na＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)＋c(Cl－)，因c(Na＋)c(CO)>c(Cl－)>c(OH－)>c(H＋) B．在b點的溶液中：2n(CO)＋n(HCO)<0.001 mol C．在c點的溶液pH<7，是因為此時HCO的電離能力大于其水解能力 D．若將0.1 molL－1的鹽酸換成同濃度的醋酸，當滴至溶液的pH＝7時：c(Na＋)＝c(CH3COO－) 解析：選B　假設Na2CO3不發(fā)生水解，當加入5 mL HCl，生成n(NaCl)＝0.0050.1 mol＝0.000 5 mol和剩余n(NaOH)＝0.010.1 mol－0.000 5 mol＝0.000 5 mol，故c(OH－)＝c(Cl－)，但實際上CO發(fā)生水解使c(OH－)變大，c(OH－)>c(Cl－)，A項錯誤；在b點溶液pH＝7，c(H＋)＝c(OH－)，由電荷守恒可知，c(Na＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(Cl－)，所以在溶液中n(Na＋)＝2n(CO)＋n(HCO)＋n(Cl－)＝0.003 mol，因為n(Cl－)大于0.002 mol，所以2n(CO)＋n(HCO)<0.001 mol，B項正確；任何情況下HCO的水解能力均大于HCO的電離能力，與溶液的酸堿性無關，C項錯誤；pH＝7的溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，又因c(H＋)＝c(OH－)，故c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(HCO)＋2c(CO)，D項錯誤。 [備考方略] 考法三　不同溶液中同一粒子濃度關系比較 6．常溫下，電解質溶液的性質與變化是多樣的，下列說法正確的是(　　) A．pH相等的①CH3COONa、②NaClO、③NaOH 三種溶液中c(Na＋)：①＞②＞③ B．向稀氨水中加入蒸餾水，溶液中的值變小 C．pH＝4的H2S溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合，存在下列等式：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(S2－) D．Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，ClO－水解程度增大，溶液的堿性增強 解析：選A　由于酸性：CH3COOH＞HClO，則等濃度的CH3COONa和NaClO溶液相比，后者的水解程度大，則pH相等時，c(CH3COONa)＞c(NaClO)，故三種溶液中c(Na＋)：①＞②＞③，A正確。＝＝，溫度不變，KW、Kb不變，故的值不變，B錯誤。pH＝4的H2S溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合，根據電荷守恒可得c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(S2－)＋c(HS－)，C錯誤。Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，反應生成CaCO3和HClO，則ClO－水解程度增大，溶液的堿性減弱，D錯誤。 7．(2019銀川模擬)常溫下，下列有關敘述正確的是(　　) A．0.1 molL－1的CH3COOH溶液和0.1 molL－1的CH3COONa溶液等體積混合c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋) B．同濃度的①NH4Cl、②(NH4)2SO4、③NH4HSO4三種溶液中，c(NH)大小順序為①＝②＞③ C．Na2CO3溶液中，2c(Na＋)＝c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3) D．10 mL pH＝12的氫氧化鈉溶液中加入pH＝2的HA至pH剛好等于7，所得溶液體積V(總)≥20 mL 解析：選A　0.1 molL－1的CH3COOH溶液和0.1 molL－1的CH3COONa溶液等體積混合后在溶液中存在電荷守恒，即c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，A正確；相同濃度的①、②、③三種溶液，②溶液中c(NH)最大，①和③比較，③酸性最強，NH水解受到的抑制最大，溶液中c(NH)由大到小的順序排列為②＞③＞①，B錯誤；在Na2CO3溶液中，物料守恒關系式為c(Na＋)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)，C錯誤；10 mL pH＝12的氫氧化鈉溶液中加入pH＝2的HA至pH剛好等于7，如HA為強酸，則V(總)＝20 mL，如HA為弱酸，則V(總)＜20 mL，所得溶液體積V(總)≤20 mL，D錯誤。 [備考方略]　不同溶液中同種粒子濃度關系