2024年高考化学二轮复习（新高考版）专题十一 溶液中粒子浓度大小比较

【第一部分】 专题十一 电解质溶液 【复习目标】 1、理解影响电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的因素。 2、掌握电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的应用。 3.理解电离常数、水解常数、溶度积常数的概念及影响因素。 4.掌握电离常数、水解常数、溶度积常数的相关计算。 【专题知识体系构建】 【核心精讲】 一、.电离平衡、水解平衡及沉淀溶解平衡的分析应用 1．对比剖析“三大”平衡 平衡类型 电离平衡CH3COOH⇌ CH3COO－＋H＋ 水解平衡CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH－ 沉淀溶解平衡AgCl(s)⇌ Ag＋(aq)＋Cl－(aq) 研究对象 弱电解质溶液 能水解的盐溶液 难溶电解质 影 响 因 素 升温 促进电离 Ka增大 促进水解 Kh增大 若难溶物的溶解度与温度成正比，促进溶解；反之，则抑制溶解 若难溶物的溶解度与温度成正比，Ksp增大；反之，则Ksp减小 加水 促进电离 Ka不变 促进水解 Kh不变 促进溶解 Ksp不变 加入相应离子(或物质) 加入CH3COONa或HCl，抑制电离 Ka不变 加入CH3COOH或NaOH，抑制水解 Kh不变 加入AgNO3或NaCl，抑制溶解 Ksp不变 加入反应离子(或物质) 加入OH－，促进电离 Ka不变 加入H＋，促进水解 Kh不变 加入氨水，促进溶解 Ksp不变 2．证明弱电解质的思维方法(以醋酸为例) (1)测定常温下0.1 mol·L－1醋酸溶液的pH，pH＞1，说明醋酸为弱酸。 (2)测定常温下CH3COONa溶液的pH，pH＞7，说明醋酸为弱酸。 (3)同温度、同浓度的盐酸的导电性强于醋酸溶液的导电性，说明醋酸是弱酸。 (4)1 mol·L－1的醋酸溶液中c(H＋)约为0.01 mol·L－1，说明醋酸为弱酸。 (5)取pH＝3的醋酸1 mL，用蒸馏水稀释到100 mL，pH＜5，说明醋酸为弱酸。 (6)向0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中加入少量CH3COONH4(水溶液呈中性)固体，溶液的pH变大，说明醋酸为弱酸。 3．走出溶液稀释、混合的误区 误区一：不能正确理解酸、碱的无限稀释规律 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。 误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 稀释前溶液pH 加水稀释到原来体积的10n倍 稀释后溶液pH 酸 强酸 pH＝a pH＝ 。 弱酸 <pH< 。 碱 强碱 pH＝b pH＝ 。 弱碱 <pH< 。 误区三：不能正确掌握混合溶液的定性规律 常温下，pH＝n(n<7)的强酸和pH＝14－n的强碱溶液等体积混合，混合溶液pH＝7；pH＝n(n<7)的醋酸和pH＝14－n的氢氧化钠溶液等体积混合，混合溶液pH<7；pH＝n(n<7)的盐酸和pH＝14－n的氨水等体积混合，混合溶液pH>7。 4.25 ℃时，不同溶液中水电离出的c(H＋)或c(OH－)与溶液中c(H＋)或c(OH－)的关系 举例 由水电离出的c(H＋)/( mol/L) 说明 pH＝3的HCl、CH3COOH溶液 ①酸(或显酸性的酸式盐)溶液中：c水(H＋)＝c水(OH－)＝ ②碱溶液中：c水(H＋)＝ ③强酸弱碱盐溶液中：c水(H＋)＝c溶液(H＋) ④强碱弱酸盐溶液中：c水(H＋)＝c水(OH－)＝c溶液(OH－) pH＝12的NaOH、NH3·H2O溶液 pH＝3的AlCl3、FeCl3溶液 pH＝11的CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3溶液 2、 溶液中粒子浓度大小比较 1.建立模型突破溶液中粒子浓度关系比较 举例 溶液中粒子浓度分析 NaHA溶液 (a:水解为主,b:电离为主) 守恒 关系 　①电荷守恒: 。 　②物料守恒: 。 　③质子守恒: 。 大小 关系 　a： 。 b： 。 HA(弱酸)与NaA混合液