人教版高中化学选择性必修1第3章微专题3溶液中粒子浓度的关系比较课件.ppt

微专题3溶液中粒子浓度的关系比较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。知识讲解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。典例剖析【例1】改变0.1mol·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)]=-4.2C.pH=2.7时,c(HA-)c(H2A)=c(A2-)D.pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-)=c(H+)D解析:根据图像,pH=1.2时,H2A和HA-物质的量分数相同,则有c(H2A)=c(HA-),A项正确;pH=4.2时,K2(H2A)==c(H+)=10-4.2,B项正确;根据图像,pH=2.7时,HA-物质的量分数最大,H2A和A2-物质的量分数相同,则有c(HA-)c(H2A)=c(A2-),C项正确;根据pH=4.2时,c(HA-)=c(A2-),且物质的量分数约为0.48,而c(H+)=10-4.2mol·L-1,可知c(HA-)=c(A2-)c(H+),D项错误。【例2】常温下,在20mLamol·L-1盐酸中滴加amol·L-1MOH(一元碱)溶液,混合溶液中由水电离的c(H+)与MOH溶液体积的关系如下图所示。下列说法正确的是()。A.a=0.01B.Y点溶液中:c(M+)=c(Cl-)c(H+)=c(OH-)C.微热Z点对应的溶液,溶液的pH增大D.若R点时V[MOH(aq)]=xmL,则常温下MOH的电离常数D解析:Z点对应溶液中水的电离程度最大,则Z点时酸和碱恰好完全反应:MOH+HCl══MCl+H2O,又水电离的c(H+)大于1×10-7mol·L-1,说明MOH是弱碱。Y点对应的溶液中溶质是MCl和HCl,溶液呈酸性,Z点之后继续加入MOH溶液,R点对应的溶液呈中性。A项,X点对应的溶液为amol·L-1盐酸,c(H+)==0.1mol·L-1,c(HCl)=0.1mol·L-1,错误;B项,Y点对应的溶液呈酸性,则c(Cl-)c(M+),c(H+)c(OH-),错误;C项,Z点对应的溶液呈酸性,加热时M+的水解程度增大,溶液酸性增强,pH减小,错误;规律总结(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。学以致用1.以酚酞为指示剂,用0.1000mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00mL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0.2000mol·L-1C.HA-的电离常数Ka=1.0×10-2D.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40mL,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0.1000mol·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)=25mL,再根据曲线③可知此时溶液pH=2,由Ka=