高中化學二輪精準復習45講溶液中“粒子”濃度關系的判斷2023第36講(1)電離平衡——建立電離過程是微弱的意識①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－)。1．解讀“>、<”問題——理解兩大平衡，樹立微弱意識②多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離(第一步電離程度遠大于第二步電離)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的濃度大小關系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。[核心知識深化](2)水解平衡——建立水解過程是微弱的意識①弱電解質離子(弱酸根離子或弱堿陽離子)的水解是微弱的(水解相互促進的情況除外)，水解生成的微粒濃度很小，本身濃度減小的也很小，但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c(H＋)或堿性溶液中c(OH－)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。如NH4Cl溶液中：NH4＋、Cl－、NH3·H2O、H＋的濃度大小關系是c(Cl－)>c(NH4＋)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。小結:不等式關系[思維建模]

比較溶液中粒子濃度大小的思維模型2．解讀“＝”問題——巧用守恒思想，明確定量關系

[易錯警示]規避粒子濃度等量關系中的2個易失分點[典題示例]題型一

粒子種類的判斷[典例1]指出下列溶液中含有的所有粒子。(1)NaHCO3溶液中：____________________________________。(2)Na2CO3溶液中：____________________________________。(3)NaHCO3和Na2CO3的混合溶液中：_____________________。(4)向NaOH溶液中通入CO2氣體(任意量)：______________________。題型二單一溶液中的粒子濃度關系[典例2]0.1mol·L－1的Na2CO3溶液中各離子濃度的關系①大小關系：________________________________________。②元素質量守恒：___________________________________。③電荷守恒：________________________________________。④質子守恒：_______________________________________。

題型三

混合型離子濃度的關系首先考慮是否反應，若不反應，分析鹽的水解程度和酸(堿)的電離程度的大小；若能反應，則按反應后混合組成再綜合考慮水解和電離兩種因素。[典例3]比較下列幾種溶液混合后各離子濃度的大小。(1)CH3COOH和NaOH等濃度等體積混合，離子濃度大小順序為_______________________________________________________。(2)NaOH和CH3COOH等濃度按1∶2體積比混合后pH<7。①離子濃度大小順序為_________________________________。②電荷守恒式：_______________________________________；電荷守恒式與(1)中的電荷守恒式________(填“相同”或“不相同”)。③物料守恒式：______________________________________題型四

不同溶液中同一離子濃度大小的比較

解析：分析流程為⑤＞④＞③＞①＞②[典例4](2)有4種混合溶液，分別由等體積0.1mol·L－1

的兩種溶液混合而成：①NH4Cl與CH3COONa(混合溶液呈中性)，②NH4Cl與HCl，③NH4Cl與NaCl，④NH4Cl與NH3·H2O(混合溶液呈堿性)。下列各項排序正確的是(

)

答案：C

解析：A項，④呈堿性，①呈中性，③呈弱酸性，②呈強酸性，pH：②<③<①<④，錯誤；B項，溶液中[H＋]：④<①<③<②，錯誤；D項，[NH3·H2O]：②<③<①<④，錯誤。[歸納提升]不同溶液中同種粒子濃度大小關系題型五“滴定曲線”型離子濃度關系[典例5]常溫下，用0.100mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1CH3COOH溶液所得滴定曲線如下圖所示。下列說法正確的是(

)A．點①所示溶液中：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(CH3COOH)＋c(H＋)B．點②所示溶液中：c(Na＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)C．點③所示溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(CH3COO－)>c(H＋)D．滴定過程中可能出現：c(CH3COOH)>c(CH3COO－)>c(H＋)>c(Na＋)>c(OH－)關鍵點離子濃度關系點0原點為HA的單一溶液，0.1000mol·L－1HA的pH＞1，說明是弱酸，c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)點①兩者反應生成等物質的量的HA和NaA，此時溶液pH＜7，說明HA電離程度大于A－水解程度，c(A－)＞c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)點②此時溶液pH＝7，溶液呈中性，酸沒有完全反應，c(A－)＝c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＝c(OH－)點③此時兩者恰好反應生成NaA，為強堿弱酸鹽，c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)點③之后此時NaOH過量或者遠遠過量，溶液顯堿性，可能出現c(Na＋)＞c(A－)＞c(OH－)＞c(H＋)，也可能出現c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)[思維建模]

中和滴定曲線“五點”離子濃度比較以用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L－1HA溶液為例，其滴定曲線如圖：題型六

“單曲線”圖像中微粒濃度的分析比較

答案：D

題型七

“雙曲線”圖像中微粒濃度的分析比較[典例7](1)常溫下，用濃度為0.1000mol·L－1的鹽酸分別逐滴加入20.00mL0.1000mol·L－1的兩種一元堿MOH、ROH溶液中，pH隨加入鹽酸體積的變化如圖所示。下列說法正確的是(

)A．pH＝10時，溶液中微粒濃度的關系是c(M＋)＞c(Cl－)＞c(MOH)＞c(OH－)＞c(H＋)B．將上述MOH、ROH溶液等體積混合后，用鹽酸滴定至MOH恰好反應時，溶液中離子濃度一直保持的關系是c(R＋)＞c(M＋)＞c(OH－)＞c(H＋)C．10.00mL＜V(HCl)＜20.00mL時，溶液中微粒濃度的關系是c(M＋)＋c(MOH)＜c(Cl－)D．V(HCl)＞20.00mL時，不可能存在：c(Cl－)＞c(M＋)＝c(H＋)＞c(OH－)答案：A解析：根據題圖可知，未加鹽酸時，ROH的pH＝13，說明c(OH－)＝c(ROH)，ROH為強堿；MOH的pH小于13，則MOH為弱堿。向20.00mL0.1000mol·L－1的MOH溶液中加入10mL0.1000mol·L－1的鹽酸時，溶液中的溶質為等物質的量濃度的MOH和MCl，溶液呈堿性，說明MOH的電離程度大于MCl的水解程度，所以c(M＋)＞c(Cl－)＞c(MOH)，A項正確；將題述MOH、ROH溶液等體積混合后，用鹽酸滴定至MOH恰好反應時，ROH已經完全反應，溶液中的溶質為等物質的量濃度的MCl、RCl，MCl為強酸弱堿鹽，M＋水解導致溶液呈酸性，但水解程度較小，R＋不水解，所以存在c(R＋)＞c(M＋)＞c(H＋)＞c(OH－)，B項錯誤；10.00mL＜V(HCl)＜20.00mL時，溶液中溶質為MOH和MCl，且c(MCl)＞c(MOH)，溶液中存在物料守恒c(M＋)＋c(MOH)＜2c(Cl－)，C項錯誤；V(HCl)＞20.00mL時，HCl過量導致溶液呈酸性，根據電荷守恒得c(Cl－)＞c(M＋)，溶液中溶質存在有c(MCl)＝c(HCl)、c(MCl)＞c(HCl)、c(MCl)＜c(HCl)三種情況，可能出現c(Cl－)＞c(M＋)＝c(H＋)＞c(OH－)，D項錯誤。

答案：D

題型八

“多曲線”圖像中微粒濃度的分析與比較[典例8](1)25℃時，用0.25mol·L－1NaOH溶液分別滴定同濃度的三種稀酸溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷不正確的是(

)A．同濃度的稀酸中：c(A－)＞c(B－)＞c(D－)B．滴定至P點時，溶液中：c(B－)>c(HB)C．pH＝7時，三種溶液中：c(A－)＞c(B－)＞c(D－)D．當中和百分數達到100%時，將三種溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－2c(H＋)答案：D解析：A項，根據圖像可知，三種酸(HA、HB和HD)溶液的起始pH，HA最小，酸性最強，HD的pH最大，酸性最弱，酸性越強，酸根離子的濃度越大，正確；B項，滴定HB溶液至P點時，溶質為等物質的量濃度的HB和NaB，溶液顯酸性，HB的電離程度大于B－的水解程度，因此c(B－)＞c(HB)，正確；C項，pH＝7時，根據三種溶液中陰離子的水解程度可知，三種溶液中：c(A－)＞c(B－)＞

c(D－)，正確；D項，混合溶液的質子守恒關系式為c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－c(H＋)，錯誤。[典例8](2)室溫下，用相同物質的量濃度的HCl溶液分別滴定物質的量濃度均為0.1mol·L－1的三種堿溶液，滴定曲線如圖所示。下列判斷正確的是(

)A.滴定前，三種堿溶液中水電離出的c(H＋)大小關系：DOH<BOH<AOHB．滴定至P點時，溶液中：c(Cl－)＞c(B＋)＞c(BOH)＞c(OH－)＞c(H＋)C．pH＝7時，c(A＋)＝c(B＋)＝c(D＋)D．當中和百分數達100%時，將三種溶液混合后：c(AOH)＋c(BOH)＋c(DOH)＝c(H＋)＋c(OH－)答案：A解析：三種堿溶液的起始濃度均為0.1mol·L－1，由圖中信息可知，起始時pH都小于13，說明三種堿均為弱堿，且堿性強弱順序為AOH＜BOH＜DOH。滴定前，三種堿溶液中H＋全部是由水電離出來的，由pH大小關系可推知水電離出的c(H＋)大小關系為AOH＞BOH＞DOH，故A正確；滴定至P點時中和百分數為50%，即BOH恰好有一半被中和，溶液為物質的量濃度相同的BOH和BCl的混合溶液，pH＞7，溶液顯堿性，則BOH的電離程度大于BCl的水解程