溶液中微粒濃度的關(guān)系-2025年高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí)知識(shí)清單

溶液中微粒濃度的關(guān)系知識(shí)清單

【知識(shí)網(wǎng)絡(luò)】

電離能力大于水解能力

水解能力大于電離能力'(洛浦中粒玉)電荷守恒：陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)

［三比較)一茬度的箕系-(三守恒)—(物料守恒：原子總數(shù)守恒一

酸式鹽溶液的酸堿性主要取決I［質(zhì)子守恒：失去H+的物質(zhì)的量與得到H+的物質(zhì)的量相等

于酸式鹽的電離能力和水解能力

［三模型)

酸溶液、

堿溶液?jiǎn)我蝗芤翰煌芤夯旌先芤阂?相互反應(yīng)比較電離和水解程度

鹽溶液廠

【知識(shí)歸納】

一、溶液中微粒濃度的等量關(guān)系

電解質(zhì)溶液中，不論存在多少種離子，溶液總

I電荷守恒規(guī)律|一是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定

等于陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)。

電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子

I物料守恒規(guī)律I—

種類(lèi)增多，但原子總數(shù)是守恒的.

質(zhì)子守恒是指電解質(zhì)溶液中粒子電離出的氫

|質(zhì)子守’恒規(guī)律I—離子(H+)數(shù)等于粒子接受的氫離子。什)數(shù)

|加游離的氫離子(H+)數(shù)0________________

1.電荷守恒

(1)含義：陽(yáng)離子所帶的正電荷總數(shù)與陰離子所帶的負(fù)電荷總數(shù)相等

(2)系數(shù)：電荷數(shù)

(3)特點(diǎn)：只含離子，與物質(zhì)的種類(lèi)、比例、是否反應(yīng)無(wú)關(guān),只與離子的種類(lèi)有關(guān)

(4)判斷：先看系數(shù)是否正確，再看離子是否齊全

2.物料守恒

(1)含義

①原始物質(zhì)中某些微粒間存在特定的用例關(guān)系

②溶液中所有含某元素或原子團(tuán)的微粒的濃度之和等于某一特定的數(shù)值

(2)系數(shù)：按照比例確定

(3)特點(diǎn)：一定沒(méi)有H+和OH,與比例有關(guān)，與是否反應(yīng)無(wú)關(guān)

(4)判斷：先看幽是否正確，再看微粒是否齊全

3.質(zhì)子守恒

(1)含義：水電離出的c(H+)和c(OIT)相等

++

(2)表達(dá)式：c(OH)+c(OH)消耗—c(OH)外來(lái)=c(H)+c(H)消耗—c(H*)外來(lái)

(3)系數(shù)：變化量

(4)特點(diǎn)：一定有H+和OH,還有分子

(5)混合液中質(zhì)子守恒=電荷守恒與物料守恒消不變或特定的離子

(6)判斷：先根據(jù)變化量確定系數(shù)是否正確，再看微粒方向是否正確

二、溶液酸堿性的判斷

1.根據(jù)電離常數(shù)判斷

(1)弱酸(堿)與其相應(yīng)鹽(1：1)混合：比較Ka或Kb與Kh的相對(duì)大小

(2)弱酸的酸式鹽：比較水解程度(Kh2)和電離程度(Ka2)的相對(duì)大小

(3)弱酸弱堿鹽：比較Kh陽(yáng)和Kh網(wǎng)的相對(duì)大小

2.根據(jù)微粒濃度判斷

(1)NaHA溶液中：c(H2A)>c(A2-),則溶液呈堿性

(2)MA溶液中：c(M+)>c(AD,則溶液呈堿性

(3)HA+NaB(1：1)溶液中：c(HA)>c(BD,則溶液呈堿性

3.根據(jù)酸堿混合后所得物質(zhì)判斷

(1)等濃度等體積的醋酸和燒堿混合，則溶液呈堿性

(2)等濃度等體積的氨水和鹽酸混合，則溶液呈酸性

(3)pH之和等于14的鹽酸和燒堿等體積混合，則溶液呈生性

(4)pH之和等于14的醋酸和燒堿等體積混合，則溶液呈酸性

(5)pH之和等于14的氨水和鹽酸等體積混合，則溶液呈堿性

4.四種?？蓟旌先芤旱乃釅A性

(1)CH3coOH與CH3coONa等濃度時(shí)：CH3coOH的電離程度大于CH3coeT的水解程度，等體積混合后

溶液呈酸性。

(2)NH4cl和NH3汨2。等濃度時(shí)：NH3田2。的電離程度大于NH4+的水解程度，等體積混合后溶液呈堿性。

(3)HCN與NaCN等濃度時(shí)：CN-的水解程度大于HCN的電離程度，等體積混合后溶液呈堿性。

(4)Na2CO3與NaHCO3等濃度時(shí)：由于CC^一的水解程度大于HCCh-的水解程度，所以等體積混合后c(HCO3

2-

「)>c(CO3)>c(OH)>c(H+)。

三、溶液中微粒濃度的不等量關(guān)系

1.三個(gè)原則

(1)原始物質(zhì)中微粒濃度大

①鹽在溶液中主要以離壬形式存在

②弱酸或弱堿在溶液中主要以分壬形式存在

(2)化學(xué)式中個(gè)數(shù)變的微粒濃度大

(3)主要反應(yīng)生成的微粒濃度大

2.一個(gè)忽略：弱酸(堿)及其相應(yīng)鹽的混合物，相互抑制，忽略程度小的平衡

(1)CH3coONa+CH3coOH(1：1)

①酸堿性：酸性，電離之水解，忽略水解

②大小關(guān)系：c(CH3co。一)>c(Na+)>c(CH3coOH)>c(H+)>c(OBT)

(2)NH4C1和NH3?H2O(1：1)

①酸堿性：堿性，電離之水解，忽略水解

②大小關(guān)系：c(NH4+)>c(Cl)>c(NH3?H2O)>c(OH-)>c(H+)

(3)HCN和NaCN(1：1)

①酸堿性：堿性，電離W水解，忽略電離

②大小關(guān)系：c(HCN)>c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)

(4)pH=3的一元弱酸HR與pH=ll的NaOH溶液等體積混合

①反應(yīng)后溶液的成分：NaR(少量)和HR(大量)

②酸堿性：酸性，電離之水解，忽略水解

③大小關(guān)系：c(HR)>c(葭)>c(Na+)>c(H+)>c(OIT)

(5)pH=9的一元弱堿ROH與pH=5的HC1溶液等體積混合

①反應(yīng)后溶液的成分：RC1(少量)和ROH(大量)

②酸堿性：堿性，電離之水解，忽略水解

③大小關(guān)系：c(ROH)>c(R+)>c(C「)>c(OH)>c(H+)

3.三個(gè)思維模型

H+的濃度最大

考

慮

電

離

0H-的濃度最大P

綜

合

運(yùn)

苣先判斷酸式酸根是以電離為

用

解主.還是以水解為主

三

質(zhì)

個(gè)

溶看不同溶液中,其他離子對(duì)

守

液該離子的影響

-恒

關(guān)

系

合

年成考慮水廨一I

百H不過(guò)量I

遮相互U生成酸.堿H考慮電離I

應(yīng)應(yīng)

川根據(jù)過(guò)量情況考慮電離喊廨

四、常見(jiàn)類(lèi)型

1.比值型微粒濃度的變化

(1)適用范圍：分子和分母變化趨勢(shì)相同

(2)方法：變形法

①分子和分母同乘一個(gè)相同的量，盡可能將其轉(zhuǎn)化為平衡常數(shù)

②分子和分母同乘溶液的體積，將其轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量

(3)極限法：無(wú)限加料或無(wú)限稀釋

①無(wú)限加A,相當(dāng)于只是A溶液，其濃度無(wú)限接近于所加入的A的濃度

②無(wú)限加水，相當(dāng)于只是水，c(H+)或c(0H)-10-7mol.廠1,其他微粒濃度為0

(4)中性溶液：結(jié)合電荷守恒進(jìn)行判斷

2.弱酸的酸式鹽溶液中微粒濃度的比較

+-+2

(1)NaHX(酸性)：c(Na)>c(HX)>c(H)>c(X")>c(OH)>c(H2X)

+-+2

(2)NaHX(堿性)：c(Na)>c(HX)>c(OH)>c(H2X)>c(H)>c(X")

3.中性溶液中微粒濃度的比較

(1)方法

①在恰好中和的基礎(chǔ)上多(少)加一點(diǎn)酸(堿)性物質(zhì)，不考慮水解和電離

②正常的微粒濃度假設(shè)為Imol/L,額外多一點(diǎn)或少一點(diǎn)的微粒濃度假設(shè)為O.lmol/L

(2)鹽酸滴定氨水

①溶液成分：NH4C1(lmol/L)NH3?H2O(O.lmol/L)

②濃度大?。篶(CD=c(NH4+)(NH3?H2O)>C(OHD=C(H+)

(3)醋酸滴定燒堿

①溶液成分：CH3coONa(lmol/L)和CH3coOH(O.lmol/L)

②濃度大小：c(Na+)=c(CH3coO)>c(CH3COOH)>cM)=c(OH)

(4)燒堿滴定氯化鏤：NH4C1和NH3?H2O(1：1)顯堿性

①溶液成分：NaCl(lmol/L),NH3?H20(lmol/L)和NH4cl(1.lmol/L)

±-

②濃度大?。篶(CD>C(NH4)>c(Na+)=c(NH3?H2O)>c(H+)=c(OH)

(5)鹽酸滴定醋酸鈉：CH3coONa+CH3coOH(1：1)顯酸性

①溶液成分：CH3coONa(l.lmol/L)、CH3COOH(lmol/L)和NaCl(lmol/L)

②濃度大小：c(Na+)>c(CH3COO-)>c(CH3COOH)=c(CD>c(H+)=c(OlT)

(6)氯氣通入燒堿

①溶液成分：NaCl(lmol/L)>NaClO(0.9mol/L)和HC1O(O.lmol/L)

②濃度大?。篶(Na+)>c(C「)>C(CKT)>C(HC1O)>C(H+)=C(OH-)

五、電解質(zhì)溶液圖像分析

1.酸堿中和滴定曲線

以室溫時(shí)用O.lmol?L^NaOH溶液滴定20mL0.1mol?1用人溶液為例

(1)起始點(diǎn)：HA的單一溶液

①根據(jù)起點(diǎn)時(shí)的pH可以判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱

②根據(jù)起點(diǎn)時(shí)的pH可以計(jì)算弱酸(堿)的電離常數(shù)

(2)半中和點(diǎn)：HA和NaA等量混合

①酸性：HA的電離程度大于NaA的水解程度：c(A-)>c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(OH)

②堿性：HA的電離程度小于NaA的水解程度：c(HA)>c(Na+)>c(A-)>c(OlT)>c(H+)

(3)中和點(diǎn)：原溶液中溶質(zhì)恰好完全反應(yīng)生成NaA

①特點(diǎn)：溶液的溫度最高；水的電離度最大

②溶液酸堿性：溶液顯堿性

③微粒濃度的大?。篶(Na+)>c(A")>c(OH-)>c(HA)>c(H+)

(4)中性點(diǎn)：判斷酸或堿稍微過(guò)量

①溶液成分：NaA和少量的HA

②微粒濃度的大小：c(Na+)=c(AD>c(OH)=c(H+)

(5)半過(guò)量點(diǎn)：NaA+NaOH(2：1)

①溶液酸堿性：NaOH溶液過(guò)量，溶液顯堿性

②微粒濃度的大小：c(Na+)>c(AD>c(OH)>c(HA)>c(H+)

(6)倍過(guò)量點(diǎn)：NaA+NaOH(1：1)

①溶液酸堿性：NaOH溶液過(guò)量，溶液顯堿性

②微粒濃度大?。篶(Na+)>c(OH)>c(A-)>c(HA)>c(H+)

2.中和滴定中直線圖像及分析

常溫下，向二元弱酸H2Y溶液中滴加NaOH溶液，所得混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示：

c(HY-)

lgFWn

或

C(HY")

lg

c(Y2-)

--2-

(1)滴定原理：H2Y+OH^=H2O+HY.HY+OH=H2O+Y

(2)滴定過(guò)程：隨著NaOH的加入，c（H+）逐漸減小

領(lǐng)流"丁祟士余逐加

令?c(HY").c(HYDxc(H+),c(H+)為加甘.

②lg-----------=lg-----------------------=lg----------逐漸減小

22+

c(Y)c(Y)xc(H)Ka2

(3)電離常數(shù)：找濃度相等點(diǎn)

-+-1

①a點(diǎn)：1g''=0,c(H2Y)=C(HY),Kai=°("丫)=c(H)=10

c(H2Y)C(H2Y)

2-

②e點(diǎn)：lg,舊丫-)=0,C(HY-)=c(Y),KL°(M)=°(H+)=I()F.3

c(Yr)c(HY-)

（4）交點(diǎn)c的特殊性：lg'（HY）=ig，（HY）,0（也丫）=c（丫2一）

2

c（H2Y）c（Y）

（5）酸式鹽NaHY的酸堿性：比較Ka2和a?的相對(duì)大小

①若Ka2>Kh2,說(shuō)明HY-的電離程度大于HY-的水解程度，溶液呈酸性

②若Ka2<Kh2,說(shuō)明HY一的電離程度小于HY-的水解程度，溶液呈堿性

K1八T4

③Kh2=j=——=10-12-7<^2=10-4-3,說(shuō)明NaHY呈酸性

Kal10-1-3

3.電解質(zhì)稀釋圖像分析

（1）相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸稀釋圖像

①加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大

②加水稀釋到相同的pH,鹽酸加入的水多

③無(wú)限稀釋?zhuān)芤旱膒H無(wú)限接近于7

④稀釋過(guò)程中，水的電離程度變大

⑤稀釋過(guò)程中，醋酸的pH變化幅度大

（2）相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸稀釋圖像

oVv(水)0ViV2v(水)

①加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大

②加水稀釋到相同的pH,醋酸加入的水多

③無(wú)限稀釋?zhuān)芤旱膒H無(wú)限接近于7

④稀釋過(guò)程中，水的電離程度變大

⑤稀釋過(guò)程中，鹽酸的pH變化幅度大

4.分布系數(shù)圖像

分布系數(shù)圖像是酸堿中和滴定曲線的一種變式，常以pH、分布系數(shù)（6）為橫、縱坐標(biāo)，結(jié)合滴定實(shí)驗(yàn)數(shù)

據(jù)繪制出關(guān)系曲線，這里分布系數(shù)（6）代表組分的平衡濃度占總濃度的比值。

?元弱酸（HA）二元弱酸（H2A）

10$,

1

0.8

o.e[0.6

---評(píng)=4.76V￥pH=1.2\V!pH=4.1

cl0.4

°i°4

345671123456pH

bo代表HA,Si代表A-3o代表H2A,61代表HA,a代表A?一

(1)電離常數(shù)的計(jì)算：找交點(diǎn)(微粒濃度相等點(diǎn))

(Alxr*(H+)

①pH=4.76時(shí)，c(HA)=c(AD,&(HA)=-r--------------------=c(H+)=10乜76

c(HA)

c(HA)xc(H)12

②pH=1.2時(shí)，c(H2A)=c(HAD,Kai(H2A)==IO-

c(H2A)

2-c(A)xc(H)41

③pH=4.1時(shí)，c(HAD=c(A),%(H2A)==10--

c(HAD-------

(2)水解常數(shù)的計(jì)算

K1A-14

①A一的水解常數(shù)：Kh=1=1二而=1X10—9.24

-476

KaIO-

N1Q-14

②A?一的水解常數(shù)：=1X10-9.9

治210~41

10

③HA-的水解常數(shù)：Kh2=—=,0=1x10-12.8

10-1-2

(3)NaHA溶液

①溶液的酸堿性：溶液呈酸性(乂2>&2)

②微粒濃度大?。篶(Na+)>c(HA-)>c(AD>c(A?-)>c(H2A)>c(H+)>c(OH-)

5.水的電離度圖像

(1)c(H+)水和c(OH-)水的關(guān)系：在任何情況下都相等

(2)溶液對(duì)水的電離度的影響

①酸和堿捶制水的電離，酸堿性越強(qiáng)，c(H+)水越小

②弱鹽促進(jìn)水的電離,酸堿性越強(qiáng)，c(H+)水越大

(3)化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中c(H+)水的變化

①酸和堿反應(yīng)過(guò)程中，恰好中和時(shí),c(H+)水最大

②強(qiáng)酸滴定弱酸鹽過(guò)程中，c(H+)水變小

③強(qiáng)堿滴定弱堿鹽過(guò)程中，c(H+)水變小

(4)水電離出的氫離子濃度和溶液pH的關(guān)系

①c(H+)水=l(T5moi?L-,pH=$(酸鹽溶液)或2(堿鹽溶液)

@c(H+),x=10-10mol-L_1,pH=10(堿溶液)或4(酸溶液)

③c(H+)水=l(P7mol-L-i,該溶液對(duì)水的電離不促進(jìn)也不抑制，溶液可能呈酸性、堿性和中性

混合液溶液酸堿性

NH3?H2O和NH4C1中性