高二化學蘇教版2019選擇性必修1同步課件334溶液中離子濃度的大小比較

選修一專題33.3.4溶液中離子濃度的大小比較判斷溶液中離子濃度的大小主要思路明確“兩大理論”依據(jù)“三大守恒”一、兩大理論1.電離理論①弱電解質電離是微弱的，同時要考慮水的電離。例NH3·H2O溶液中：c(NH3·H2O)＞c(OH–)＞c(NH4+)＞c(H+)②多元弱酸電離是分步，主要決定第一步。例H2S溶液中：c(H2S)＞c(H+)＞c(HS–)＞c(S2–)＞c(OH–)2.水解理論①弱離子由于水解而損耗。例KAl(SO4)2溶液中：c(K+)＞c(Al3+)②水解程度微弱。例NH4Cl溶液中：c(Cl–)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH–)③多元弱酸水解是分步，主要決定第一步。例Na2CO3溶液中：c(CO3–)＞c(HCO3–)＞c(H2CO3)單水解程度很小，水解產(chǎn)生的離子或分子濃度遠遠小于弱離子的濃度。二、三大守恒三大守恒電荷守恒物料守恒質子守恒溶液呈中性溶液中的某元素的質量守恒水電離的H+與OH-數(shù)目相等1.寫出Na2SO3溶液的三大守恒習題研究2.寫出Na2CO3和NaHCO3的1:1混合溶液的三大守恒習題研究三、單一溶液中粒子濃度的比較1.弱電解質溶液①弱酸溶液弱酸分子＞H+＞弱酸根＞OH-例2：H2CO3溶液例1：HClO溶液

c(HClO)>c(H+)>c(ClO-)>c(OH-)三、單一溶液中粒子濃度的比較1.弱電解質溶液②

弱堿溶液弱堿分子＞OH-＞弱堿根＞H+例1：NH3·H2O溶液c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)三、單一溶液中粒子濃度的比較2.正鹽溶液①

強酸強堿鹽溶液鹽電離產(chǎn)生的離子＞顯性離子＞顯性離子產(chǎn)生的弱分子或弱根離子＞

其他例1：Na2SO4溶液c(Na+)>c(SO42-)>c(H+)=c(OH-)三、單一溶液中粒子濃度的比較2.正鹽溶液②強酸弱堿鹽溶液鹽電離產(chǎn)生的離子＞顯性離子＞顯性離子產(chǎn)生的弱分子或弱根離子＞

其他例1：NH4Cl溶液

三、單一溶液中粒子濃度的比較2.正鹽溶液③

強堿弱酸鹽溶液鹽電離產(chǎn)生的離子＞顯性離子＞顯性離子產(chǎn)生的弱分子或弱根離子＞

其他例1：CH3COONa溶液例2：Na2CO3溶液例3：Na2S溶液

c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(CH3COOH)>c(H+)三、單一溶液中粒子濃度的比較2.正鹽溶液④

弱酸酸式鹽溶液鹽電離產(chǎn)生的離子＞顯性離子＞顯性離子產(chǎn)生的弱分子或弱根離子＞

其他NaHSO3、NaH2PO4、NaHC2O4等，電離程度＞水解程度，溶液呈酸性NaHCO3、NaHS、Na2HPO4等，電離程度＜水解程度，溶液呈堿性三、單一溶液中粒子濃度的比較2.正鹽溶液④

弱酸酸式鹽溶液鹽電離產(chǎn)生的離子＞顯性離子＞顯性離子產(chǎn)生的弱分子或弱根離子＞

其他例1：

NaHCO3溶液練一練：NaHSO3溶液

四、混合溶液中離子濃度的比較2.將各10mL0.1mol/L的氨水和鹽酸混合后,溶液中各粒子物質的量濃度關系不正確的是()A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)B.C(Cl-)>C(NH4+)>C(H+)>C(OH-)C.C(NH4+)+C(NH3.H2O)+C(NH3)=0.1mol/LD.C(H+)=C(OH-)+2C(NH3.H2O)CD1.兩種物質恰好完全反應四、混合溶液中離子濃度的比較2.兩種物質反應，其中一種有剩余：a、酸與堿反應型

將0.2mol·L－1HCN溶液和0.1mol·L－1的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列關系式中正確的是c(HCN)<c(CN－)c(Na＋)>c(CN－)C.c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－)D.c(HCN)＋c(CN－)＝0.1mol·L－1BD四、混合溶液中離子濃度的比較b、鹽與堿(酸)反應型3.將0.1mol·L-1

醋酸鈉溶液20mL與0.1mol·L-1鹽酸10mL混合后，溶液顯酸性，則溶液中有關粒子濃度關系正確的是()A．c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(CH3COOH)B.c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)C．c(C