高三化学复习知识清单（通用版） 知识清单18 溶液中微粒浓度的关系

这是一份高三化学复习知识清单（通用版） 知识清单18 溶液中微粒浓度的关系，共7页。学案主要包含了知识网络，知识归纳等内容，欢迎下载使用。


【知识归纳】
一、溶液中微粒浓度的等量关系
1．电荷守恒
（1）含义：阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等
（2）系数：电荷数
（3）特点：只含离子，与物质的种类、比例、是否反应无关，只与离子的种类有关
（4）判断：先看系数是否正确，再看离子是否齐全
2．物料守恒
（1）含义
①原始物质中某些微粒间存在特定的比例关系
②溶液中所有含某元素或原子团的微粒的浓度之和等于某一特定的数值
（2）系数：按照比例确定
（3）特点：一定没有H+和OH－，与比例有关，与是否反应无关
（4）判断：先看比例是否正确，再看微粒是否齐全
3．质子守恒
（1）含义：水电离出的c（H+）和c（OH－）相等
（2）表达式：c（OH－）+c（OH－）消耗－c（OH－）外来＝c（H+）+c（H+）消耗－c（H+）外来
（3）系数：变化量
（4）特点：一定有H+和OH－，还有分子
（5）混合液中质子守恒＝电荷守恒与物料守恒消不变或特定的离子
（6）判断：先根据变化量确定系数是否正确，再看微粒方向是否正确
二、溶液酸碱性的判断
1．根据电离常数判断
（1）弱酸（碱）与其相应盐（1∶1）混合：比较Ka或Kb与Kh的相对大小
（2）弱酸的酸式盐：比较水解程度（Kh2）和电离程度（Ka2）的相对大小
（3）弱酸弱碱盐：比较Kh阳和Kh阴的相对大小
2．根据微粒浓度判断
（1）NaHA溶液中：c（H2A）＞c（A2－），则溶液呈碱性
（2）MA溶液中：c（M+）＞c（A－），则溶液呈碱性
（3）HA+NaB（1∶1）溶液中：c（HA）＞c（B－），则溶液呈碱性
3．根据酸碱混合后所得物质判断
（1）等浓度等体积的醋酸和烧碱混合，则溶液呈碱性
（2）等浓度等体积的氨水和盐酸混合，则溶液呈酸性
（3）pH之和等于14的盐酸和烧碱等体积混合，则溶液呈中性
（4）pH之和等于14的醋酸和烧碱等体积混合，则溶液呈酸性
（5）pH之和等于14的氨水和盐酸等体积混合，则溶液呈碱性
4．四种常考混合溶液的酸碱性
（1）CH3COOH与CH3COONa等浓度时：CH3COOH的电离程度大于CH3COO－的水解程度，等体积混合后溶液呈酸性。
（2）NH4Cl和NH3·H2O等浓度时：NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，等体积混合后溶液呈碱性。
（3）HCN与NaCN等浓度时：CN－的水解程度大于HCN的电离程度，等体积混合后溶液呈碱性。
（4）Na2CO3与NaHCO3等浓度时：由于CO32－的水解程度大于HCO3－的水解程度，所以等体积混合后c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（H+）。
三、溶液中微粒浓度的不等量关系
1．三个原则
（1）原始物质中微粒浓度大
①盐在溶液中主要以离子形式存在
②弱酸或弱碱在溶液中主要以分子形式存在
（2）化学式中个数多的微粒浓度大
（3）主要反应生成的微粒浓度大
2．一个忽略：弱酸（碱）及其相应盐的混合物，相互抑制，忽略程度小的平衡
（1）CH3COONa+CH3COOH（1∶1）
①酸碱性：酸性，电离＞水解，忽略水解
②大小关系：c（CH3COO－）＞c（Na+）＞c（CH3COOH）＞c（H+）＞c（OH－）
（2）NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）
①酸碱性：碱性，电离＞水解，忽略水解
②大小关系：c（NH4+）＞c（Cl－）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＞c（H+）
（3）HCN和NaCN（1∶1）
①酸碱性：碱性，电离＜水解，忽略电离
②大小关系：c（HCN）＞c（Na+）＞c（CN－）＞c（OH－）＞c（H+）
（4）pH＝3的一元弱酸HR与pH＝11的NaOH溶液等体积混合
①反应后溶液的成分：NaR（少量）和HR（大量）
②酸碱性：酸性，电离＞水解，忽略水解
③大小关系：c（HR）＞c（R－）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH－）
（5）pH＝9的一元弱碱ROH与pH＝5的HCl溶液等体积混合
①反应后溶液的成分：RCl（少量）和ROH（大量）
②酸碱性：碱性，电离＞水解，忽略水解
③大小关系：c（ROH）＞c（R+）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）
3．三个思维模型
四、常见类型
1．比值型微粒浓度的变化
（1）适用范围：分子和分母变化趋势相同
（2）方法：变形法
①分子和分母同乘一个相同的量，尽可能将其转化为平衡常数
②分子和分母同乘溶液的体积，将其转化为物质的量
（3）极限法：无限加料或无限稀释
①无限加A，相当于只是A溶液，其浓度无限接近于所加入的A的浓度
②无限加水，相当于只是水，c（H+）或c（OH－）→10－7ml•L－1，其他微粒浓度为0
（4）中性溶液：结合电荷守恒进行判断
2．弱酸的酸式盐溶液中微粒浓度的比较
（1）NaHX（酸性）：c（Na+）＞c（HX－）＞c（H+）＞c（X2－）＞c（OH－）＞c（H2X）
（2）NaHX（碱性）：c（Na+）＞c（HX－）＞c（OH－）＞c（H2X）＞c（H+）＞c（X2－）
3．中性溶液中微粒浓度的比较
（1）方法
①在恰好中和的基础上多（少）加一点酸（碱）性物质，不考虑水解和电离
②正常的微粒浓度假设为1ml/L，额外多一点或少一点的微粒浓度假设为0.1ml/L
（2）盐酸滴定氨水
①溶液成分：NH4Cl（1ml/L）和NH3·H2O（0.1ml/L）
②浓度大小：c（Cl－）＝c（NH4+）＞c（NH3·H2O）＞c（OH－）＝c（H+）
（3）醋酸滴定烧碱
①溶液成分：CH3COONa（1ml/L）和CH3COOH（0.1ml/L）
②浓度大小：c(Na+)＝c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＞c(H+)＝c(OH－)
（4）烧碱滴定氯化铵：NH4Cl和NH3·H2O（1∶1）显碱性
①溶液成分：NaCl（1ml/L）、NH3·H2O（1ml/L）和NH4Cl（1.1ml/L）
②浓度大小：c（Cl－）＞c(NH4+)＞c(Na+)＝c（NH3·H2O）＞c(H+)＝c(OH－)
（5）盐酸滴定醋酸钠：CH3COONa+CH3COOH（1∶1）显酸性
①溶液成分：CH3COONa（1.1ml/L）、CH3COOH（1ml/L）和NaCl（1ml/L）
②浓度大小：c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(CH3COOH)＝c（Cl－）＞c(H+)＝c(OH－)
（6）氯气通入烧碱
①溶液成分：NaCl（1ml/L）、NaClO（0.9ml/L）和HClO（0.1ml/L）
②浓度大小：c(Na+)＞c（Cl－）＞c(ClO－)＞c(HClO)＞c(H+)＝c(OH－)
五、电解质溶液图像分析
1．酸碱中和滴定曲线
以室温时用0.1ml·L－1NaOH溶液滴定20mL 0.1ml·L－1HA溶液为例
（1）起始点：HA的单一溶液
①根据起点时的pH可以判断电解质的强弱
②根据起点时的pH可以计算弱酸（碱）的电离常数
（2）半中和点：HA和NaA等量混合
①酸性：HA的电离程度大于NaA的水解程度：c（A－）＞c（Na+）＞c（HA）＞c（H+）＞c（OH－）
②碱性：HA的电离程度小于NaA的水解程度：c（HA）＞c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（H+）
（3）中和点：原溶液中溶质恰好完全反应生成NaA
①特点：溶液的温度最高；水的电离度最大
②溶液酸碱性：溶液显碱性
③微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+）
（4）中性点：判断酸或碱稍微过量
①溶液成分：NaA和少量的HA
②微粒浓度的大小：c（Na+）＝c（A－）＞c（OH－）＝c（H+）
（5）半过量点：NaA+NaOH（2∶1）
①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性
②微粒浓度的大小：c（Na+）＞c（A－）＞c（OH－）＞c（HA）＞c（H+）
（6）倍过量点：NaA+NaOH（1∶1）
①溶液酸碱性：NaOH溶液过量，溶液显碱性
②微粒浓度大小：c（Na+）＞c（OH－）＞c（A－）＞c（HA）＞c（H+）
2．中和滴定中直线图像及分析
常温下，向二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示：
（1）滴定原理：H2Y+OH－H2O+HY－、HY－+OH－H2O+Y2－
（2）滴定过程：随着NaOH的加入，c（H+）逐渐减小
①lg＝lg＝lg逐渐增大
②lg＝lg＝lg逐渐减小
（3）电离常数：找浓度相等点
①a点：lg＝0，c（H2Y）＝c（HY－），Ka1＝＝c（H+）＝10－1.3
②e点：lg＝0，c（HY－）＝c（Y2－），Ka2＝＝c（H+）＝10－4.3
（4）交点c的特殊性：lg＝lg，c（H2Y）＝c（Y2－）
（5）酸式盐NaHY的酸碱性：比较Ka2和Kh2的相对大小
①若Ka2＞Kh2，说明HY－的电离程度大于HY－的水解程度，溶液呈酸性
②若Ka2＜Kh2，说明HY－的电离程度小于HY－的水解程度，溶液呈碱性
③Kh2＝＝＝10－12.7＜Ka2＝10－4.3，说明NaHY呈酸性
3．电解质稀释图像分析
（1）相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸稀释图像

①加水稀释相同的倍数，醋酸的pH大
②加水稀释到相同的pH，盐酸加入的水多
③无限稀释，溶液的pH无限接近于7
④稀释过程中，水的电离程度变大
⑤稀释过程中，醋酸的pH变化幅度大
（2）相同体积、相同pH的盐酸、醋酸稀释图像

①加水稀释相同的倍数，盐酸的pH大
②加水稀释到相同的pH，醋酸加入的水多
③无限稀释，溶液的pH无限接近于7
④稀释过程中，水的电离程度变大
⑤稀释过程中，盐酸的pH变化幅度大
4．分布系数图像
分布系数图像是酸碱中和滴定曲线的一种变式，常以pH、分布系数（δ）为横、纵坐标，结合滴定实验数据绘制出关系曲线，这里分布系数（δ）代表组分的平衡浓度占总浓度的比值。
（1）电离常数的计算：找交点（微粒浓度相等点）
①pH＝4.76时，c（HA）＝c（A－），Ka（HA）＝＝c（H+）＝10－4.76
②pH＝1.2时，c（H2A）＝c（HA－），Ka1（H2A）＝＝10－1.2
③pH＝4.1时，c（HA－）＝c（A2－），Ka2（H2A）＝＝10－4.1
（2）水解常数的计算
①A－的水解常数：Kh＝＝＝1×10－9.24
②A2－的水解常数：Kh1＝＝＝1×10－9.9
③HA－的水解常数：Kh2＝＝＝1×10－12.8
（3）NaHA溶液
①溶液的酸碱性：溶液呈酸性（Ka2＞Kh2）
②微粒浓度大小：c（Na+）＞c（HA－）＞c（A－）＞c（A2－）＞c（H2A）＞c（H+）＞c（OH－）
5．水的电离度图像
（1）c(H+)水和c(OH－)水的关系：在任何情况下都相等
（2）溶液对水的电离度的影响
①酸和碱抑制水的电离，酸碱性越强，c（H+）水越小
②弱盐促进水的电离，酸碱性越强，c（H+）水越大
（3）化学反应过程中c(H+)水的变化
①酸和碱反应过程中，恰好中和时，c(H+)水最大
②强酸滴定弱酸盐过程中，c(H+)水变小
③强碱滴定弱碱盐过程中，c(H+)水变小
（4）水电离出的氢离子浓度和溶液pH的关系
①c(H+)水＝10－5ml·L－1，pH＝5（酸盐溶液）或9（碱盐溶液）
②c(H+)水＝10－10ml·L－1，pH＝10（碱溶液）或4（酸溶液）
③c(H+)水＝10－7ml·L－1，该溶液对水的电离不促进也不抑制，溶液可能呈酸性、碱性和中性
（5）实例：盐酸滴定氨水中由水电离的氢离子浓度随加入盐酸体积的变化图
①a点：溶液中全部是NH3·H2O，pH＝11
②b点：NH3·H2O和NH4Cl的混合物，溶液呈中性
③c点：恰好中和点，全部是NH4Cl溶液，溶液呈酸性
④d点：NH4Cl和HCl的混合物，溶液呈酸性
6．离子浓度随离子浓度的变化曲线
（1）反应：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm－（aq）
（2）图像中的点
①曲线上的任意点：表示平衡状态
②曲线上方的点：表示过饱和状态
③曲线下方的点：表示不饱和状态
④恒温下，平衡只能沿着曲线移动
（3）溶液中离子浓度的变化
①蒸发不饱和溶液时，电解质离子浓度都增大
②蒸发饱和溶液时，电解质离子浓度都不变
③稀释溶液时，电解质离子浓度都减小
（4）溶度积常数
①只能用曲线上的某点上数据计算Ksp的值，要注意看清横坐标、纵坐标是c还是lg c（或－lg c）。
②在同一曲线上的点，溶度积常数相同
③当溶液中离子浓度≤10－5ml·L－1时，可认为该离子沉淀完全，可结合Ksp确定此时另一离子的浓度。
（5）根据浓度随温度的变化判断热效应
①若T1＜T2，则该溶解过程吸热
②虽然曲线上溶解度随温度的变化幅度大，但实际上变化幅度不大
（6）沉淀转化的平衡常数
①方程式：MX（s）+Y－（aq）MY（s）+X－（aq）
②表达式：K＝＝
7．沉淀滴定曲线
（1）滴定终点：曲线上突变点（几乎垂直于横轴的线）
①此时，溶液中的离子浓度满足化学式中的计量关系
②根据突变点对应的离子浓度，可以求出沉淀的Ksp
（2）指示剂的选择
①溶液指示：标准液先与待测液反应，最后1滴标准液与指示剂作用
②沉淀指示：选择生成比主体沉淀溶解度大的沉淀的可溶性物质
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－
混合液
溶液酸碱性
NH3·H2O和NH4Cl
中性
CH3COOH和CH3COONa
中性
NaOH和Na2CO3
碱性
NH4Cl和HCl
酸性