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(共24張PPT)
專題突破(七) 電解質(zhì)溶液中微粒間的關(guān)系
　
第三章　水溶液中的離子反應(yīng)與平衡
一、三大守恒
1.電荷守恒
(1)原理：電解質(zhì)溶液中陽(yáng)離子所帶的電荷總數(shù)與陰離子所帶的電荷總數(shù)相等，即電荷守恒，溶液呈電中性。
(2)解題方法：①找出溶液中所有的陰、陽(yáng)離子。②陰、陽(yáng)離子濃度乘以自身所帶的電荷數(shù)建立等式。
舉例，如：Na2CO3溶液中
2.元素守恒
(1)原理：在電解質(zhì)溶液中，由于某些離子發(fā)生水解或電離，離子的存在形式發(fā)生了變化，該離子所含的某種元素在變化前后是守恒的，即元素守恒。
(2)解題方法：①分析溶質(zhì)中的特定元素的原子或原子團(tuán)間的元素守恒關(guān)系(特定元素除H、O元素外)。
②找出特征元素在水溶液中的所有存在形式。
舉例，如：Na2CO3溶液中
3.質(zhì)子守恒
方法一：可以由電荷守恒與元素守恒推導(dǎo)出來(lái)。
如：Na2CO3溶液中
針對(duì)練1.判斷下列電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系是否正確。
(1)0.1 mol·L－1 Na2SO3溶液中：
(2)0.1 mol·L－1 Na2S溶液中：
c(H＋)＝c(OH－)－2c(H2S)－c(HS－)。
(3)0.1 mol·L－1 Na2C2O4溶液與0.1 mol·L－1 HCl溶液等體積混合(H2C2O4為二元弱酸)：
(6)0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液與0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液等體積混合：
(5)0.1 mol·L－1 NaHC2O4溶液中：
答案：正確的有(2)(4)(6)，其余不正確。
(2)符合質(zhì)子守恒，c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)移項(xiàng)即可。
針對(duì)練2.在10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液中加入同體積、同濃度的CH3COOH溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是
A.c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(H＋)＞c(OH－)
B.c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)
C.c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
D.c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)
√
在10 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液中加入同體積、同濃度的CH3COOH溶液，發(fā)生反應(yīng)生成醋酸鈉和水，醋酸根離子水解顯堿性，溶液中離子濃度大小為c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)；溶液中存在元素守恒：c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)；溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)。
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二、溶液中粒子濃度大小比較三大類型
類型一　單一溶液中各粒子濃度的比較
針對(duì)練3.在0.1 mol·L－1的Na2S溶液中，下列關(guān)系不正確的是
A.c(Na＋)＝2c(HS－)＋2c(S2－)＋c(H2S)
B.c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)
C.c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)
D.c(OH－)＝c(HS－)＋c(H＋)＋2c(H2S)
√
針對(duì)練4.關(guān)于a：0.1 mol·L－1CH3COONa溶液和b：0.1 mol·L－1CH3COOH
溶液，下列說(shuō)法不正確的是
A.兩溶液中存在的微粒種類：a>b
B.若兩者等體積混合，則混合液中微粒有6種
C.若兩者按體積比2∶1混合，則混合液中微粒有7種
D.水電離出的c(H＋)：a>b
√
類型二　混合溶液中各粒子濃度的比較
(1)等濃度、等體積的鹽與堿的混合溶液
(2)等濃度、等體積的鹽與酸的混合溶液
①分子的電離程度大于對(duì)應(yīng)離子的水解程度
在0.1 mol·L－1的CH3COOH、CH3COONa混合溶液，pH＜7，溶液中粒子濃度關(guān)系：
粒子濃度大小關(guān)系：c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)＞　c(OH－)
元素守恒：2c(Na＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
電荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)
②分子的電離程度小于對(duì)應(yīng)離子的水解程度
在0.1 mol·L－1的HCN和0.1 mol·L－1的NaCN混合溶液中：由于HCN的電離程度小于CN－的水解程度，導(dǎo)致溶液呈堿性。溶液中各離子濃度的大小順序?yàn)閏(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)，且c(HCN)>c(Na＋)＝0.1 mol·L－1。
針對(duì)練5.室溫下，向20.00 mL 1 mol·L－1的氨水中逐滴加入物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸，直至鹽酸過(guò)量。請(qǐng)分析上述實(shí)驗(yàn)過(guò)程，回答下列問(wèn)題：
(1)實(shí)驗(yàn)過(guò)程中水的電離程度變化趨勢(shì)是先______后________(填“變大”、“變小”或“不變”)。
(2)當(dāng)V(HCl)＝20.00 mL時(shí)，溶液中溶質(zhì)為_(kāi)_______，溶液中離子濃度的大小順序是____________________________。
(3)實(shí)驗(yàn)過(guò)程中，當(dāng)溶液pH恰好等于7時(shí)，此時(shí)溶液中主要溶質(zhì)的化學(xué)式是__________________，V(HCl)______20.00 mL(填“>”、“＝”或“<”)。
變大
變小
NH4Cl
NH4Cl、NH3·H2O　
<
針對(duì)練6.25 ℃時(shí)，按下表配制兩份溶液。
一元弱酸溶液 加入的NaOH溶液 混合后所得溶液
HA 10.0 mL 0.20 mol·L－1 5.0 mL 0.20 mol·L－1 溶液 ⅠpH＝5.0
HB 10.0 mL 0.20 mol·L－1 5.0 mL 0.20 mol·L－1 溶液 ⅡpH＝4.0
下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是
A.溶液Ⅰ中，c(A－)>c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)
C.混合Ⅰ和Ⅱ：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(B－)＋c(OH－)
D.混合Ⅰ和Ⅱ：c(HA)＞c(HB)
√
一元弱酸溶液 加入的NaOH溶液 混合后所得溶液
HA 10.0 mL 0.20 mol·L－1 5.0 mL 0.20 mol·L－1 溶液 ⅠpH＝5.0
HB 10.0 mL 0.20 mol·L－1 5.0 mL 0.20 mol·L－1 溶液 ⅡpH＝4.0
類型三　不同溶液中同一粒子濃度的比較
A.a＞b＞c B.b＞a＞c
C.c＞b＞a D.c＞a＞b
√
針對(duì)練8.有4種混合溶液，分別由等體積0.1 mol·L－1的2種溶液混合而成：
①CH3COONa溶液與Na2CO3溶液
②CH3COONa溶液與NaCl溶液
③CH3COONa溶液與NaOH溶液
④CH3COONa溶液與鹽酸
c(CH3COO－)排序正確的是
A.③>①>②>④ B.③>②>①>④
C.④>②>①>③ D.④>②>③>①
√
①、③中Na2CO3、NaOH均抑制CH3COO－水解，但NaOH抑制能力更強(qiáng)，④中HCl促進(jìn)CH3COO－水解，所以c(CH3COO－)：③>①>②>④，選A。
歸納總結(jié)
理清解題思路，四步突破問(wèn)題
1.判斷生成物：判斷兩種溶液混合時(shí)生成了什么物質(zhì)，是否有物質(zhì)過(guò)量，再確定反應(yīng)后溶液的組成。
2.寫(xiě)出反應(yīng)后溶液中存在的平衡：根據(jù)溶液的組成，寫(xiě)出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫(xiě)在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關(guān)系，在具體應(yīng)用時(shí)要注意防止遺漏。
歸納總結(jié)
3.列出溶液中存在的等式：根據(jù)反應(yīng)后溶液中存在的溶質(zhì)的守恒原理，列出兩個(gè)重要的等式，即電荷守恒式和元素守恒式，據(jù)此可列出溶液中陰、陽(yáng)離子間的數(shù)學(xué)關(guān)系式。
4.比大小：根據(jù)溶液中存在的平衡和題給條件，結(jié)合平衡的有關(guān)知識(shí)，分析哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)大一些，哪些平衡進(jìn)行的程度相對(duì)小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關(guān)鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹(shù)立“主次”意識(shí)。　　
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