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(共37张PPT)
微专题5　溶液中粒子浓度关系的比较
素养·目标定位
目 标 素 养
1.会分析判断常见电解质(酸、碱、盐)溶液中的粒子种类
2.分析判断常见混合溶液中的粒子种类
3.掌握电解质溶液中粒子浓度间的三个守恒关系
课堂·要点解读
知识讲解
一、溶液中粒子浓度大小的比较
1.理解两大平衡,建立“微弱意识”。
(1)电离平衡→建立电离过程微弱的意识。
弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的,且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀CH3COOH溶液中:CH3COOH CH3COO-+H+,H2O OH-+H+,溶液中粒子浓度由大到小的顺序为c(CH3COOH)>c(H+)>c(CH3COO-)>c(OH-)。
(2)水解平衡→建立水解过程微弱的意识。
弱酸阴离子或弱碱阳离子的水解是微弱的,但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中,CH3COONa═CH3COO-+Na+,CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-,H2O H++OH-,所以CH3COONa溶液中,c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(CH3COOH)>c(H+)。
(2)电离程度小于相应离子的水解程度。
例如,在等物质的量浓度的NaCN和HCN的混合溶液中:
CN-的水解:CN-+H2O HCN+OH-(主要);
HCN的电离:HCN H++CN-(次要)。
因为CN-的水解程度大于HCN的电离程度,故混合溶液呈碱性。
溶液中各粒子浓度大小顺序为c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。
D
【例2】 化学上把外加少量酸、碱而pH基本不变的溶液,称为缓冲溶液。25 ℃时,浓度均为0.10 mol·L-1的HCN溶液与NaCN溶液等体积混合所得缓冲溶液的pH=9.4。下列说法错误的是(　　)。
A.HCN的电离方程式为HCN H++CN-
B.上述缓冲溶液中HCN的电离程度大于CN-的水解程度
C.向1.0 L上述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液,溶液pH几乎不变
D.溶液中各离子浓度大小关系为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
解析:25 ℃时,浓度均为0.10 mol·L-1的HCN溶液与NaCN溶液等体积混合所得缓冲溶液pH=9.4,溶液显碱性,说明NaCN的水解程度大于HCN的电离程度,故HCN是弱酸,在溶液中存在电离平衡,其电离方程式为HCN H++CN-,A项正确,B项错误。向1.0 L题述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液,加入的NaOH电离产生的OH-被HCN电离产生的H+中和,HCN再电离产生H+,因此溶液中c(H+)几乎不变,则溶液pH几乎不变,C项正确。题述缓冲溶液pH=9.4,溶液显碱性,则c(OH-)>c(H+),溶液中存在电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-), c(Na+)>c(CN-),溶液中各离子浓度大小关系为c(Na+)>c(CN-) >c(OH-)>c(H+),D项正确。
二、电解质溶液中粒子浓度比较的思路与方法
1.解题流程。
2.掌握“四个”步骤。
(1)判断反应产物:判断两种溶液混合时生成了什么物质,是否有物质过量,再确定反应后溶液的组成。
(2)写出反应后溶液中存在的平衡:根据溶液的组成,写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡),尤其注意不要遗漏水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系,在具体应用时要注意防止遗漏。
(3)列出溶液中存在的等式:根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理,列出两个重要的等式,即电荷守恒式和元素守恒式,据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。
(4)比较大小:根据溶液中存在的平衡和题给条件,结合平衡的有关知识,分析哪些平衡进行的程度相对大一些,哪些平衡进行的程度相对小一些,再依次比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较中最重要的一步,关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论,树立“主次”意识。
典型例题
【例3】 改变0.1 mol·L-1二元弱酸H2A溶液的pH,溶液中H2A、HA-、A2-的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示
下列叙述错误的是(　　)。
A.pH=1.2时,c(H2A)=c(HA-)
B.lg[K2(H2A)]=-4.2
C.pH=2.7时,c(HA-)>c(H2A)=c(A2-)
D.pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-)=c(H+)
D
【例4】 溶液电导率是衡量电解质溶液导电能力的物理量。移取一定体积1×10-4 mol·L-1 Na2CO3溶液于烧杯中,用盐酸标准溶液(0.094 6 mol·L-1)滴定,滴定过程中混合溶液电导率变化如图所示。实验中CO2溶于水引起的电导率变化可忽略不计。
C
(1)一元酸HA、一元碱BOH的混合溶液中只含有H+、A-、B+、OH- 4种离子,不可能出现两种阳(阴)离子浓度同时大于两种阴(阳)离子浓度的情况。如c(B+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-)等肯定错误。 (2)将元素守恒式代入电荷守恒式中,即可得出质子守恒式。
【例5】以酚酞为指示剂,用0.100 0 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中,pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系如下图所示。
下列叙述正确的是(　　)。
A.曲线①代表δ(H2A),曲线②代表δ(HA-)
B.H2A溶液的浓度为0.200 0 mol·L-1
C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2
D.滴定终点时,溶液中c(Na+)<2c(A2-)+c(HA-)
C
解析:由图示滴定曲线中只有一个明显的滴定终点且终点时消耗氢氧化钠溶液的体积为40 mL,以及起点时溶液pH=1,可确定酸H2A第一步是完全电离的,其浓度是0.100 0 mol·L-1,所以曲线①代表δ(HA-)、曲线②代表δ(A2-),A、B两项错误。C项,曲线①、②交点时δ(HA-)=δ(A2-),此时V(NaOH)=25 mL,再根据曲线③可知此时溶液pH=2,由Ka= ,得Ka=1.0×10-2,C项正确。利用电荷守恒,因为是强碱滴定弱酸,滴定终点时溶液呈碱性,c(H+)2c(A2-) +c(HA-),D项错误。
【例6】某温度下,向一定体积0.1 mol·L-1的氨水中逐滴加入等浓度的盐酸,溶液中pOH[pOH=-lg c(OH-)]与pH的变化关系如图所示。下列说法不正确的是(　　)。
B

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