必修1離子濃度大小比較專題復(fù)習(xí)課件

1、離子濃度大小比較專 題離子濃度大小比較專 題2七、水溶液中微粒濃度的大小比較：（考點(diǎn)）1、電離理論： 多元弱酸電離是分步，主要決定第一步 弱電解質(zhì)電離是微弱的如： NH3 H2O 溶液中：c (NH3 H2O) c (OH) c (NH4+) c (H+) 如：H2S溶液中：c (H2S) c (H+) c (HS) c (S2) c (OH) 對(duì)于弱酸、弱堿，其電離程度小，產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱電解質(zhì)分子的濃度。2七、水溶液中微粒濃度的大小比較：（考點(diǎn)）1、電離理論： 32、水解理論： 弱離子由于水解而損耗。如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+) 水解是微弱 多元弱

2、酸水解是分步，主要決定第一步c (Cl) c (NH4+) c (H+) c (NH3H2O) c (OH)如：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(yuǎn)遠(yuǎn)小于弱離子的濃度。 如：NH4Cl 溶液中：七、水溶液中微粒濃度的大小比較：（考點(diǎn)）32、水解理論： 弱離子由于水解而損耗。如：KAl(SO4溶液中離子濃度大小的比較一、單一鹽（AB型）溶液中離子濃度大小的比 （考慮水解和電離）例1：在NH4Cl溶液中各離子濃度的大小關(guān)系是 解析：NH4Cl=NH4+Cl- NH4+ + H2O NH3H20 + H+ H20 H+

3、 + OH- c (Cl-)c (NH4+)c (H+) c (OH-) 一般規(guī)律：c（不水解離子）c（水解離子） c（顯性離子）c（不顯性離子）溶液中離子濃度大小的比較一、單一鹽（AB型）溶液中離子濃度大答案： c(Na+)c(CH3COO-) c(OH-)c(H+) 在醋酸鈉溶液中,各離子濃度的大小關(guān)系是：_。同類變式: 在醋酸鈉溶液中,各離子濃度的大小關(guān)系是：_二、兩溶液混合時(shí)離子濃度的大小比較 c (Cl-)c (NH4+)c (H+) c (OH-) 綜合分析：化學(xué)反應(yīng)、電離因素、水解因素 1、兩種物質(zhì)恰好完全反應(yīng)生成鹽 例2：等體積等濃度的氨水和鹽酸反應(yīng)，反應(yīng) 后溶液中的離子濃度大

4、小關(guān)系是：_。 解析：該反應(yīng)的化學(xué)方程式為： NH3H2O+HCl = NH4Cl + H2O 因?yàn)槭堑润w積等濃度反應(yīng)，即反應(yīng)后 只得到NH4Cl溶液(與例1同)，所以有：(單一鹽溶液)二、兩溶液混合時(shí)離子濃度的大小比較 綜合分析：化學(xué)反應(yīng)、 故有：c(NH4+)=c(CI-) c(OH-)=c(H+)2、兩種物質(zhì)反應(yīng)，其中一種有剩余：根據(jù)過量程度考慮電離或水解（1）混合后溶液呈中性的離子濃度大小比較例3：氨水和稀鹽酸反應(yīng)后的溶液呈中性，反應(yīng)后所得溶液中的離子濃度大小關(guān)系是_。解析：由電荷守恒可得： c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(CI-) 又因?yàn)槿芤撼手行?，所以有?c(OH-

5、)= c(H+) c(NH4+)= c(CI-)2、兩種物質(zhì)反應(yīng)，其中一種有剩余：根據(jù)過量程度考慮電離或水解c(Na+)= c(Cl-)c(H+) = c(OH-)同類變式1：醋酸和NaOH溶液混合后的溶液 顯中性，所得溶液中的離子濃度大小關(guān)系是：_。c(Na+) = c(CH3COO-) c(OH-) = c(H+)同類變式2：在1mol/L的氯化鈉溶液中各離子濃度的大小關(guān)系是：_。同類變式1：醋酸和NaOH溶液混合后的溶液 顯中性 (2) 混合后呈酸性或堿性的離子濃度大 小比較 c(NH4+ ) c(Cl- ) c(OH- ) c(H+) 例4：c（H+）=110-4 mol/L的鹽酸與c

6、（OH-） = 110-4 mol/L的氨水等體積反應(yīng)后，溶液中的離子濃度大小的關(guān)系是_。 NH4Cl=NH4+Cl- NH3H20 OH- + NH4+ 解析：由題目可知氨水過量，故溶液中存在 有NH4Cl 和過量的 NH3H2O，則由 NH3H2O 的電離決定溶液呈堿性： (2) 混合后呈酸性或堿性的離子濃度大 小比較 若反應(yīng)后所生成溶液中,除鹽外還有弱酸或弱堿過量，由這兩種情況導(dǎo)致溶液的酸堿性不同。若題中不給出具體的信息，一般是弱電解質(zhì)的電離程度大于水解程度，從而由弱酸或弱堿的電離確定溶液的酸堿性。一般規(guī)律： 一般規(guī)律：解析： 鹽酸：c（H+）= 110-X mol/L 氨水：c（H+）

7、= 110-Y mol/L c(OH-) = Kw c（H+） = 110-14 110-Y mol/L = 110Y-14 mol/L = 110-x mol/L = c（H+）(與例4同)同類變式： pH=X的鹽酸與pH=Y的氨水（X+Y=14，250C），等體積反應(yīng)后溶液中離子濃度大小的關(guān)系是：_。 c(NH4+ ) c(Cl- ) c(OH- ) c(H+)解析： 鹽酸：c（H+）= 110-X mol/L同類變 解析:混合溶液中,NaCN的水解和HCN的電離因素同時(shí)存在.已知混合溶液呈堿性,推測出電離和水解這一對(duì)矛盾中起主 要作用是水解,即NaCN的水解趨勢大于HCN的電離趨勢,則有

8、c(OH-) c(H+), 根據(jù)電荷守恒: c(CN-)c(OH-)c(Na+)c(H+) 可以得出c(CN-)c(Na+)，則有： 例5：濃度都為0.1mol/L的NaCN和HCN組成的溶液呈堿性 ，則該溶液中離子濃度大小的關(guān)系是_。或c(Na+) c(CN-) c(Na+) c(CN-) c(OH- ) c(H+)例5：濃度都為0.1mol/L的NaCN和HCN組成的溶液呈 小結(jié)： 1、知識(shí)要點(diǎn)： （1）鹽的電離 （2）鹽類的水解 （3）電荷守恒 （4）物質(zhì)的量在化學(xué)方程式中的應(yīng)用 2、典型題型： （1）單一鹽溶液(AB型) （2）鹽及弱電解質(zhì)共存(弱酸或弱堿過量) 小結(jié)： 1、知識(shí)要點(diǎn)： 2、典型題1、在250C時(shí)，將pH = 11的NaOH溶液與pH = 3的CH3COOH溶液等體積混合后，下列關(guān)系式中正確的是（ ）A. c(Na+) = c(CH3COO-) + c(CH3