高中化学 溶液中粒子浓度关系
高中化学(新人教版)选择性必修一同步习题：溶液中粒子浓度的大小关系(同步习题)【含答案及解析】
专题强化练3 溶液中粒子浓度的大小关系1.(2020湖南益阳高二上期末,)有关醋酸钠溶液中离子浓度大小的比较,下列关系式中正确的是( )A.c(CH3COO-)>c(Na+)B.c(Na+)=c(CH3COO-)+c(OH-)C.c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)D.c(Na+)=c(CH3COO-)2.(2020浙江台州高二上期末,)下列关于盐类水解的说法错误的是(深度解析)A.pH相等的①NaHCO3溶液、②Na2CO3溶液、③NaOH溶液,其溶质的物质的量浓度大小顺序为①>②>③B.浓度均为0.1 mol·L-1的①(NH4)2CO3溶液、②(NH4)2SO4溶液、③NH4HCO3溶液中,c(N H4+)的大小顺序为②>①>③C.0.2 mol·L-1的CH3COONa溶液中c(OH-)是0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液中c(OH-)的2倍D.0.1 mol·L-1的NaX、NaY、NaZ溶液的pH依次增大,可得出HX、HY、HZ的酸性依次减弱3.(2020广西北海中学高二上期末,)乙酸钙[(CH3COO)2Ca·H2O]常用作食品稳定剂和抑霉剂,下列有关0.1 mol·L-1乙酸钙溶液中粒子浓度的比较中不正确的是( )A.c(H+)+2c(Ca2+)=c(CH3COO-)+c(OH-)B.c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)C.c(CH3COO-)>c(Ca2+)>c(OH-)>c(H+)D.c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.1 mol·L-14.(2020福建泉州高二上期末,)25 ℃时,Na2SO3溶液吸收SO2,溶液pH随n(S O32-)∶n(HS O3-)变化的关系如下表,以下离子浓度关系的判断正确的是( )n(S O32-)∶n(HS O3-) 91∶91∶19∶91pH 8.2 7.2 6.2A.NaHSO3溶液中c(H+)<c(OH-)B.Na2SO3溶液中c(Na+)>c(S O32-)>c(HS O3-)>c(OH-)>c(H+)C.当吸收液中n(S O32-)∶n(HS O3-)=1∶1时,c(Na+)=c(S O32-)+c(HS O3-)D.当吸收液呈中性时,c(Na+)>c(HS O3-)+c(S O32-)5.(2020湖南张家界高二上期末,)常温下,下列关于溶液中粒子浓度大小关系的说法正确的是(易错)A.0.1 mol/L Na2CO3溶液中:c(Na+)=2c(C O32-)+c(HC O3-)+c(H2CO3)B.0.1 mol/L NH4Cl溶液和0.1 mol/L NH3·H2O溶液等体积混合后的溶液中:c(Cl-)>c(N H4+)>c(OH-)>c(H+)C.醋酸钠溶液中滴加醋酸溶液,则混合溶液一定有:c(Na+)<c(CH3COO-)D.0.1 mol/L NaHS溶液中:c(OH-)+c(S2-)=c(H+)+c(H2S)6.()常温下向10 mL 0.1 mol·L-1 NaOH溶液中加入0.1 mol·L-1的一元酸HA,溶液pH的变化曲线如图所示。
高中化学 溶液中离子浓度的主要关系及分析策略
思考： 1、 将CH3COOH溶液 变为20ml，浓度不 变，如何分析离子
液反 应
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－)
浓度关系？
2、将能发生 反应的两种物质混
型
合，如何分析所得
溶液中离子浓度关
系？
0.1mol CH3COOH和0.1mol CH3COONa配制成1L混合溶液
CH3COONa == Na++ CH3COO-
全部方程式CHC3HC3OCOOHO-0.1+moHlH2+O+ CH3COO-
H2O CH3CHOO++HO+HO-H-
阳离子： Na+、H+>0.1mol
0.1mol/L的 NaHSO3溶液
大小关系：c(Na+)> c(HSO3-) > c(H+) > c(SO32-) > c(OH- ) 物料守恒c(N：a+)=c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3) 电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-) 质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HSO3-)-c(SO32-)
c(X－)＞c(Na+)＞c(HX)＞c(H+)＞c(OH－)
D．若混合液呈碱性则
c (Na+)＞c(HX)＞c(X－)＞c(OH－)＞c(H+)
高中化学-溶液中粒子浓度大小比较
【练3】常温下，Ka1(H2C2O4)＝10－1.3，Ka2(H2C2O4)＝10－4.2。 用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定10.00 mL 0.1000 mol/L H2C2O4溶 液所得滴定曲线如图。
A．点①所示溶液中：c(Na＋） >c(HC2O4-)>c(H2C2O4)>c(C2O42-)
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四、酸碱中和滴定曲线分析
【例1】室温时，用0.1mol/L NaOH溶液滴定20 mL 0.1mol/L HA溶液, （1）Ka(HA)=? Ka(HA)的数量级为？ （2）点溶液中各粒子 浓度大小？
（3）点溶液中各粒子 浓度大小？
（4）五点中水的电离程度大小？ 点—点：水的电离程度逐渐增大 点之后：水的电离程度逐渐减小
物料守恒关系式：c(NH4+)+ c(NH3·H2O)=2c(Cl-)
5【注意】NH3·H2O 的电离程度 > NH4Cl 中NH4+的水解程度
(5)0.1 mol/L NaHCO3溶液与0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合， 所得溶液中：c(Na＋)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(OH－)。（ ）
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【练1】化学上常用AG表示溶液中的lg c(OH-)/c(H+)。25 ℃时，用 0.100 mol/L的NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 mol/L的HNO2溶液， AG与所加NaOH溶液的体积(V)的关系如图所示，
B．25 ℃时，HNO2的电离常 数Ka≈1.0×10－4.5
C．b点溶液中存在2c(H＋)－ 2c(OH－)＝c(NO2-)－c(HNO2)
【例1】V1 mL 0.1 mol/L 的氨水和 V2 mL 0.1mol/L 的盐酸混合， （1）若 V1 = V2， 所得溶液中溶质为 NH4Cl ，溶液呈 酸 性，
鲁科版高中化学选修4 同步学案 第3章 物质在水溶液中的行为 第2节 第4课时 粒子浓度的关系52
第4课时粒子浓度的关系学业要求素养对接1.会判断溶液中粒子种类。
模型认知：溶液中粒子浓度的关系的建立。
2.能判断溶液中粒子浓度关系。
[知识梳理]1.在0.1 mol·L－1醋酸溶液中(1)存在的电离平衡有CH3COOH CH3COO－＋H＋、H2O H＋＋OH－。
(2)含有的粒子有CH3COOH、H2O、CH3COO－、H＋、OH－。
(3)粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是[CH3COOH]＞[H＋]＞[CH3COO－]＞[OH－]。
2.(1)碳酸溶液中的电离方程式是H2CO3H＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。
(2)碳酸溶液中存在的粒子有H2CO3、H2O、HCO－3、H＋、CO2－3、OH－。
(3)碳酸是弱酸,第一步电离很微弱,第二步电离更微弱。
推测其溶液中粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是[H2CO3]＞[H＋]＞[HCO－3]＞[CO2－3]＞[OH－]。
3.(1)氨气通入水中反应的化学方程式是NH3＋H2O NH3·H2O。
(2)氨水中存在的平衡有NH3＋H2O NH3·H2O、NH3·H2O NH＋4＋OH－、H2O H＋＋OH－。
(3)氨水中含有的粒子有H2O、NH3、NH3·H2O、H＋、NH＋4、OH－。
(4)粒子浓度由大到小的顺序(水分子除外)是[NH3·H2O]＞[OH－]＞[NH＋4]＞[H＋]。
[自我检测]1.相同物质的量浓度的NaCN和NaClO相比,NaCN溶液的pH较大,下列关于同温、同体积、同浓度的HCN和HClO的说法中正确的是( )A.酸的强弱：HCN>HClOB.pH：HClO>HCNC.与NaOH恰好完全反应时,消耗NaOH的物质的量：HClO>HCND.酸根离子浓度：[CN－]<[ClO－]解析强碱弱酸盐的水溶液呈碱性,相应酸的酸性越弱,其盐溶液的碱性越强。
高中化学高考总复习 8.29 溶液中“粒子”浓度关系
题组强化训练·形成关键能力 题组一 单一溶液中的粒子浓度关系 1．HA为酸性略强于醋酸的一元弱酸，在0.1 mol·L－1NaA溶液中， 离子浓度关系正确的是( ) A．c(Na＋)＞c(A－)＞c(H＋)＞c(OH－) B．c(Na＋)＞c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋) C．c(Na＋)＋c(OH－)＝c(A－)＋c(H＋) D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(A－)＋c(OH－)
答案：A
答案：D
题组三 “多曲线”图像中微粒浓度的分析与比较 5．25 ℃时，用0.25 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定同浓度的三种稀酸 溶液，滴定曲线如图所示。下列判断不正确的是( ) A．同浓度的稀酸中：c(A－)＞c(B－)＞c(D－) B．滴定至P点时，溶液中：c(B－)>c(HB) C．pH＝7时，三种溶液中：c(A－)＞c(B－)＞c(D－) D．当中和百分数达到100%时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB) ＋c(HD)＝c(OH－)－2c(H＋)
答案：A
解析：由电荷守恒：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)，因c(CH3COO －)>c(Na＋)，则c(H＋)>c(OH－)；由元素质量守恒：c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)＝ 0.2 mol·L － 1 ， 因 c(CH3COO － ) ＞ c(Na ＋ ) ＝ 0.1 mol·L － 1 ， 则 c(CH3COO － ) ＞ c(CH3COOH)。
4．室温下，取20 mL 0.1 mol·L－1某二元酸H2A，滴加0.2 mol·L－1 NaOH溶液。已知：H2A===H＋＋HA－，HA－⇌H＋＋A2－。
下列说法不正确的是( ) A．0.1 mol·L－1 H2A溶液中有c(H＋)－c(OH－)－c(A2－)＝0.1 mol·L－1 B．当滴加至中性时 ，溶液中c(Na＋)＝c(HA－)＋2c(A2－)，用去 NaOH溶液的体积小于10 mL C．当用去NaOH溶液体积10 mL时，溶液的pH＜7，此时溶液中有 c(A2－)＝c(H＋)－c(OH－) D.当用去NaOH溶液体积20 mL时，此时溶液中有c(Na＋)＝2c(HA－) ＋2c(A2－)
高中化学14溶液中离子浓度大小的比较
溶液中离子浓度大小的比较知识梳理一、电离平衡理论与水解平衡理论——掌握两个“微弱”1．电离平衡理论（1）弱电解质(弱酸、弱碱)的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的。
同时注意考虑水的电离的存在。
（2）多元弱酸的电离是分步的，其主要是第一级电离。
如H2CO3、H2S2．水解平衡理论（1）盐溶液中弱酸根离子或弱碱的阳离子的水解一般是微弱的。
（2）多元弱酸根离子的水解是分步的，其主要是第一步水解。
如Na2CO3例：（1）0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中的离子、分子大小关系如何？【答案】c（CH3COOH）＞c（H+）＞c（CH3COO-）＞c（OH-）（2）在0.1 mol/L 的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、NH4+、OH-、H+的浓度由大到小的顺序是：【答案】c(NH3·H2O)＞c (OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)二、电荷守恒、物料守恒、质子守恒——牢记三个“守恒”1．电荷守恒电解质溶液总是呈电中性的，即：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与所有的阴离子所带的负电荷总数相等。
例：Na2S溶液中存在着Na+、H+、HS-、S2-、OH-，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HS-)＋c(OH-)＋2c(S2-)。
2．物料守恒电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
例：Na2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(Na＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
3．质子守恒（水的电离守恒）电解质溶液中，分子(或离子)得失质子(H+)的物质的量是相等。
例：Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下：由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H+)＋2c(H2S)＋c(HS-)＝c(OH-)。
高中化学 溶液中粒子浓度大小的比较
课时40溶液中粒子浓度大小的比较知识点一电解质溶液中粒子浓度大小的比较【考必备·清单】1．理解两大平衡，树立微弱意识(1)电离平衡→建立电离过程是微弱的意识弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。
如在稀醋酸溶液中：CH3COOH⇌CH3COO－＋H＋，H2O⇌OH－＋H＋，粒子浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)＞c(H＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)。
(2)水解平衡→建立水解过程是微弱的意识弱酸根离子或弱碱阳离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。
如稀的CH3COONa溶液中，CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2O⇌CH3COOH＋OH －，H2O⇌H＋＋OH－，粒子浓度由大到小的顺序：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(CH3COOH)＞c(H＋)。
2．把握三大守恒，明确定量关系(1)物料守恒(原子守恒)在电解质溶液中，由于某些离子能够水解，粒子种类增多，但这些粒子所含某些原子的总数始终不变，符合原子守恒。
如NaHCO3溶液中，n(Na＋)∶n(C原子)＝1∶1，因HCO－3水解：HCO－3＋H2O⇌H2CO3＋OH－以及HCO－3电离：HCO－3⇌H＋＋CO2－3，C元素的存在形式有3种，即HCO－3、H2CO3、CO2－3，由n(Na＋)∶n(C原子)＝1∶1，得c(Na＋)＝c(HCO－3)＋c(CO2－3)＋c(H2CO3)。
(2)电荷守恒在电解质溶液中，阳离子的电荷总数与阴离子的电荷总数相等，即溶液呈电中性。
如NaHCO3溶液中有Na＋、H＋、HCO－3、CO2－3、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3)＋2c(CO2－3)＋c(OH－)(因CO2－3带2个单位负电荷，所以其所带电荷数为其离子数的2倍)。
(3)质子守恒电解质溶液中分子或离子得到或失去质子(H＋)的物质的量相等。
新教材人教版高中化学选择性必修1第三章水溶液中的离子反应与平衡知识点考点重点难点提炼总结
第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡.......................................................................................................... - 1 - 第二节水的电离和溶液的pH .................................................................................... - 5 - 第三节盐类的水解.................................................................................................... - 19 - 第四节沉淀溶解平衡................................................................................................ - 29 -第一节电离平衡一、强电解质和弱电解质1．实验探究酸 1.0 mol·L－1盐酸 1.0 mol·L－1醋酸pH大小小大导电能力强弱与镁反应现象剧烈反应，产生气体缓慢反应，产生气体结论Mg与盐酸反应速率大，表明盐酸中c(H＋)较大，说明在水中盐酸的电离程度大于醋酸的电离程度实验结论盐酸比醋酸电离程度大微点拨：①电解质的强弱与溶液导电能力没有必然联系。
电解质溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷数有关，强电解质溶液的导电能力不一定强。
②电解质的强弱与其溶解度无关。
某些难溶盐，虽然溶解度小，但其溶于水的部分完全电离，仍属于强电解质。
有少数盐尽管能溶于水，但只有部分电离，属于弱电解质，如(CH3COO)2Pb等。
二、弱电解质的电离平衡1．弱电解质的电离平衡在一定条件下(如温度和浓度)，弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。
高中高考化学知识点课件【专题】溶液中离子浓度大小的比较
混合，所得溶液中：c(OH－)＞c(H＋)＋c(CH3COOH)
[解析] A．等浓度等体积的 NaHCO3 与 NaOH 混合时，两
者恰好反应生成 Na2CO3，在该溶液中 CO23－能进行两级水解：
CO23－＋ H2O
2．在0.1 mol/L 的NH3·H2O溶液中NH3·H2O、NH4+、 OH-、 H+的浓度由大到小的顺序是？
3. CH3COONa溶液中溶液中的离子、分子的浓度大小 顺序是? C(CH3COOH ) C(H ) C(CH3COO ) C(OH )
C(NH3·H2O)＞C(OH-)＞C(NH4+)＞C(H+)
Ｃ(Cl-) ＝ Ｃ(NH4+) + Ｃ(NH3·H2O)
（3）质子守恒（水的电离守恒）：
电解质溶液中，分子(或离子)得失质子(H+)的物质 的量是相等。如Na2S中
【小试牛刀】
5.草酸是二元弱酸，草酸氢钾溶液呈酸性，在 0.1mol/LKHC2O4溶液中，下列关系正确的是 ： 双选
( CD ) A．c(K+) +c(H+)=c(HC2O4-)+c(OH-)+ c(C2O42-) B． c(HC2O4-) + c(C2O42-) =0.1mol/L C． c(C2O42-) ＞c(H2C2O4) D． c(K+) = c(H2C2O4)+ c(HC2O4-) + c(C2O42-)
注：两种物质反应，其中一种有剩余
【小试牛刀】
10.常温下，pH=2的某酸HA溶液与pH=12的某碱BOH 溶液等体积混合，所得混合溶液的pH=8.7，下列说法
高中化学：溶液中离子浓度大小的比较及其规律
高中化学：溶液中离子浓度大小的比较及其规律在判断能水解的盐溶液中的离子浓度大小时，首先要明确盐的电离是强烈的，水解是微弱的，其次还要明确多元弱酸盐的水解是分步进行的，而且第一步是主要的，最后不要忘记水的电离。
电离和水解两个过程产生离子或使离子浓度发生变化，所以离子浓度的比较一般从这两方面着眼考查。
常见的考查类型有不等式关系的正误判断和等式关系的正误判断两类。
一、不等式关系（1）多元弱酸溶液例1．0.1mol/L的H2S溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是__________.解析：在H 2S溶液中有H2S H++ HS－，HS—H+ + S2－，因为多元酸的电离以第一步为主，第二步电离较第一步弱的多，但两步都电离产生H+。
答案：c(H+)＞c(HS—)＞c(S2－)＞c(OH－)。
点拨：判断多元弱酸溶液中离子浓度大小的一般规律是：（显性离子）＞（一级电离离子）＞（二级电离离子）＞（水电离出的另一离子）（2）一元弱酸的正盐溶液例2．0.1mol/L的CH3COONa溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是______.解析：在CH3COONa溶液中CH3COONa === Na++ CH3COO—，CH3COO－+ H 2O CH3COOH + OH－，从而使c(CH3COO－)降低且溶液显碱性，有c(Na+)＞c(CH3COO—)＞c(OH—)。
－)， c (OH－)＞c(H+)。
因盐的水解程度一般较小，则有c(CH3COO答案：c(Na+)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H+)。
点拨：判断一元弱酸的正盐溶液中离子浓度大小的一般规律是：（不水解离子）＞（水解离子）＞（显性离子）＞（水电离出的另一离子）（3）二元弱酸的正盐溶液例3．0.1mol/L的Na2CO3溶液中所存在的离子浓度由大到小的排列顺序是_______.解析：在Na 2CO 3溶液中Na 2CO 3 === 2Na + + CO 32－，CO 32－+ H 2OHCO 3－ + OH －，HCO 3－+ H 2O H 2CO 3 + OH －，CO 3－水解使溶液县碱性，有c(OH －)＞c(H +)。
高中化学溶液中的离子浓度大小比较各种题型总结分析
高中化学溶液中的离子浓度大小比较各种题型总结分析一、电离平衡理论和水解平衡理论1.电离理论：⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；例如: NH3·H2O+OH H2OH++OH NH3·H2O溶液中微粒浓度大小关系:c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(NH4+)＞c(H+)。
⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主；例如: H2CO3H++ H++H2O H++OH H2 CO3溶液中微粒浓度大小关系:c(H2 CO3)＞c(H+)＞c(H CO3-)＞CO32-＞c(OH-)。
2.水解理论：⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗；如NaHCO3溶液中有：c(Na+)＞c(HCO3-)。
⑵弱酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；例如（NH4）2SO4溶液中微粒浓度关系:c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)。
⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。
例如: CO32-+H2O HCO3-+OH-，H2O+HCO3-H2CO3+OH- c(CO32-)＞c(HCO3-)Na2CO3溶液中微粒浓度关系: C(Na＋)>C(CO32－)>C(OH－)>C(HCO3－)>C(H＋)。
二、电荷守恒和物料守恒1．电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。
高中三年级上学期化学《水溶液中的“图像中的”离子浓度大小比较问题》教学设计
水溶液中的“图像中的”离子浓度大小比较问题
教学设计
课标要求：
1.变化观念与平衡思想：知道弱电解质的电离和盐类的水解均存在平衡，会判断溶液中微粒的种类。
2.证据推理与模型认知：建立溶液中粒子浓度大小比较的思维模型，掌握溶液中粒子浓度大小的比较方法。
教材（或考情）分析:
在高考中，离子浓度的大小比较以及溶液中的三大守恒常常出现在选择题压轴题中，中等以上的学生，普遍能够得到满分，但是对于对化学学科的认知还停留在记忆和背诵阶段的学生来说，这部分偏原理性的题目，以其创新性，让诸多同学望而却步。
学情分析:
离子浓度大小的比较作为化学反应原理中，需要微观认识水溶液中的各种微小的变化，很多学生不重视各种细节，这个专题的学习对于不善于分析细节的同学来说，学习起来是比较吃力的。
应该通过大量的模型的建立，帮助学生建立本专题的认知。
教学目标:
①能从酸碱中和滴定图像中辨认几个特殊点。
(科学探究与创新意识素养)
①能理解分布系数图的由来以及指导物质的控制的作用。
(科学态度与社会责任素养)
①能熟练的掌握各种计算技巧以及自己构建各种解题模型。
(证据推理与模型认知素养)。
教学模式：微课视频
教学重难点：混合溶液以及缓冲溶液中的离子浓度大小比较需要建立模型化的构思
教学过程：。
人教版高中化学专题七 分布系数图及溶液中粒子浓度关系
过量点 (点④)
此时，NaOH溶液过量，得到NaA与NaOH等 物质的量的混合液，溶液显碱性，c(Na＋)＞ c(OH－)＞c(A－)＞c(H＋)
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要点梳理
互动探究
@《创新设计》
考点指导1 单一溶液中离子浓度关系 【典例1】 (安徽理综)室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是( )
A.Na2S 溶液：c(Na＋)>c(HS－)>c(OH－)>c(H2S) B.Na2C2O4 溶液：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HC2O－4 )＋2c(H2C2O4) C.Na2CO3 溶液：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO23－)＋c(OH－) D.CH3COONa 和 CaCl2 混合溶液：c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
＋2c(Cl－)
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要点梳理
互动探究
@《创新设计》
解析 A 项，由于 S2－＋H2O HS－＋OH－、HS－＋H2O H2S＋OH－、H2O H＋＋OH－， 故离子浓度关系应为 c(Na＋)>c(OH－)>c(HS－)>c(H2S)，错误；B 项，符合电解质溶液中质子守 恒关系，正确；C 项，根据电荷守恒有 c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO－3 )＋2c(CO23－)＋c(OH－)，错误； D 项，根据物料守恒，离子浓度的关系应为 c(Na＋)＋c(Ca2＋)＝c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＋12 c(Cl－)，错误。
中性点 (点②)
此时溶液pH＝7，溶液是中性，酸没有完全被中和， c(Na＋)＝c(A－)＞c(HA)＞c(H＋)＝c(OH－)
7
要点梳理
互动探究
@《创新设计》
此时二者恰好完全反应生成NaA，为强碱弱酸 恰好完全反应
高中化学溶液中离子浓度大小比较
高中化学溶液中离子浓度大小比较高中化学中，溶液中离子浓度的大小比较是一个非常重要的概念。
它涉及到离子的相对数量以及它们在溶液中的相互作用。
在这篇文章中，我将从浅入深地探讨离子浓度的大小比较，并与其他相关概念进行对比，以帮助你更好地理解这一概念。
一、离子浓度的基本概念在化学中，溶液是由溶剂中溶解了溶质的混合物。
溶质可以是离子、分子或其他物质。
当溶质是离子时，我们就需要考虑离子在溶液中的浓度。
离子浓度是指单位体积（通常是克/升或摩尔/升）的溶液中离子的数量。
二、离子浓度的如何比较离子浓度的大小可以通过多种方式进行比较。
下面是几种常见的比较方法：1. 摩尔浓度（mol/L）: 摩尔浓度是指溶液中的溶质的摩尔数与溶液体积之比。
当两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液的体积更小，那么它的摩尔浓度将更高。
2. 百分比浓度: 百分比浓度是指溶液中溶质的质量与溶液总质量之比。
如果两个溶液中的离子数量相等，但其中一个溶液总质量更小，那么它的百分比浓度将更高。
3. 反应速率: 离子浓度的大小也可以通过观察反应速率来比较。
一般来说，当离子浓度较高时，反应速率也较快。
这是因为较高的离子浓度增加了反应发生的机会，使得反应更容易发生。
4. 晶体析出: 当两个溶液的离子浓度不同，并且其中一个溶液的离子浓度较高时，溶液中的离子会相互结合形成晶体，并从溶液中析出。
溶液中的离子浓度越高，晶体析出的可能性就越大。
以上是一些常见的比较方法，可以帮助我们确定溶液中离子浓度的大小关系。
然而，在实际情况中，离子浓度的大小还受到其他因素的影响，例如溶液的温度、压力、pH值和溶质的溶解度等。
三、与其他相关概念的比较离子浓度的大小比较还可以与其他相关概念进行对比，以更好地理解。
1. 溶剂浓度: 溶剂浓度是指溶液中溶剂的浓度。
与离子浓度相比，溶剂浓度的测量方法更加简单，因为只需要考虑溶剂的质量或体积。
2. 分子浓度: 分子浓度是指溶液中分子的浓度。
【高中化学】盐溶液中离子浓度大小的比较
【高中化学】盐溶液中离子浓度大小的比较一、基本知识在盐溶液中，存在水的电离平衡，也可能存在盐的水解和电离平衡，因此存在以下关系：1.c（h＋）与c（oh－）的关系：中性溶液：C（H+）=C（OH-（如NaCl溶液）酸性溶液：c（h＋）＞c（oh－）（如nh4cl溶液）碱性溶液：C（H+）<C（OH-）（如Na2CO3溶液）恒温时：c（h+）·c（oh－）＝定值（常温时为10－14）2.电荷守恒：盐溶液中阴离子和阳离子携带的电荷总数相等。
如nh4cl溶液中：c（nh4+）＋c（h+）＝c（cl－）＋c（oh－）例如，在Na2CO3溶液中：C（Na+）+C（H+）=2C（CO32-）+C（HCO3-）+C（OH-）3.物料守恒：某元素各种不同存在形态的微粒，物质的量总和不变。
例如，在0.1mol/lnh4cl溶液中：C（NH4+）+C（NH3·H2O）=0.1mol/l如0.1mol/lna2co3溶液中：c（co32-）＋c（hco3-）＋c（h2co3）＝0.1mol/l二、解决问题的方法和步骤1.判断水解、电离哪个为主。
（1）强酸和强盐（如NaCl）不会电离。
（2）盐离子只水解不电离：强酸弱碱或弱酸强碱形成的正盐，如nh4cl、na2co3等。
（3）盐离子既可水解也可电离：由多种弱酸形成的酸性盐，主要由NaHCO 3、NaHS、Na2HPo 4等水解；NaHSO 3和NaH 2PO 4主要是电离的。
（4）根据题意判断：如某温度下nahb强电解质溶液中，当c（h+）＞c（oh－）时，以hb－的电离为主；当c（h+）＜c（oh－）时，以hb－的水解为主。
对于弱酸hx与强碱盐（nax式）的混合溶液中，当c（h+）＞c（oh－）时，以hx的电离为主；当C（H+）<C（OH-）时，X-发生水解。
对于弱碱Roh和强酸盐（RCL配方）的混合溶液，情况正好相反。
2.运用盐溶液中的以上三种关系进行综合分析判断，得出正确结论。
高中化学三大守恒和离子浓度比大小
三大守恒和离子浓度比大小模块一 三大守恒1.电荷守恒溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( NH 4+ ) + c ( H + ) = c ( Cl – ) + c ( OH – )写法归纳：找离子→分阴阳→列等式→乘电荷例1：在NH 4Cl 溶液中 阳离子： NH 4+、H +阴离子： Cl – 、 OH –NH 4Cl = NH 4++Cl -NH 4++H 2O NH 3·H 2O+H +H 2O OH - + H +一、三大守恒1.电荷守恒溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( Na + ) + c ( H + ) = c ( CH 3COO – ) + c ( OH – )写法归纳：找离子→分阴阳→列等式→乘电荷例2：在CH 3COONa 溶液中阳离子：Na +、H +阴离子： CH 3COO – 、 OH –CH 3COONa = CH 3COO - + Na +CH 3COO - +H 2O CH 3COOH+OH -H 2O OH - + H +1.电荷守恒溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。
c ( Na + ) + c ( H + ) = 2c ( CO 32– ) + c ( OH – )+c ( HCO 3–)写法归纳：找离子→分阴阳→列等式→乘电荷例3：在Na 2CO 3溶液中阳离子： Na +、H +阴离子：CO 32- 、 HCO 3– 、 OH –Na 2CO 3 = CO 32- +2Na +CO 32- +H 2O HCO 3-+OH -H 2O OH - + H +HCO 3- +H 2O H 2CO 3+OH -2.元素质量守恒 在电解质溶液中，由于某些离子发生水解或电离，离子的存在形式发生了变化。
就该离子所含的某种元素来说，其质量在变化前后是守恒的，即元素质量守恒。
（元素or 原子守恒）非氢非氧元素守恒一、三大守恒2.元素质量守恒（元素or原子守恒）eg1： NH4Cl 溶液中c (N) : c (Cl) ＝1 : 1c ( N H4+ ) + c ( N H3·H2O ) = c ( Cl – )eg2： Na2CO3溶液中c (Na) : c (C) ＝2 : 1c (Na+ ) =2[c(C O32–) + c(H C O3–) + c(H2C O3) ]3： 在NaHCO 3 溶液中c (Na +) : c (C) ＝ 1 : 1c (Na +)＝c (H C O 3–) + c (C O 32–) + c (H 2C O 3)4： 在Na 2S 溶液中c (Na + ) = 2 [ c ( S 2–) + c (H S –) + c (H 2S ) ]c (Na +) : c (S) ＝2 : 12.元素质量守恒（元素or 原子守恒）3.质子守恒水电离出的c(H +)与c(OH -)始终相等，溶液中的H +或OH -虽与其他离子结合而以不同形式存在，但其总量相等。
【高中化学】溶液中离子浓度大小的判断
【高中化学】溶液中离子浓度大小的判断一.教学内容：溶液中离子浓度大小的判断二、教学目标能用盐类水解的原理分析一些具体现象它可以从电离和水解的角度比较溶液中的离子浓度能从原子守恒、电荷守恒和物料守恒的角度判断溶液中离子浓度之间的关系三、教学重点和难点溶液中离子浓度的大小比较以及从守恒的角度分析离子浓度之间的关系四、教学过程：（一）盐类水解的应用：盐的水解是盐电离产生的弱酸阴离子（或弱碱阳离子）与水电离产生的H+（OH-）反应生成相应的弱酸（或弱碱）。
利用盐水解原理，可以判断溶液的酸碱性质。
它可用于确定盐的储存和制备。
它可用于分析和确定肥料的合理使用、分析和判断某些盐溶液蒸发所得的产品、加强热碱液的去除、泡沫灭火器的使用、金的除锈和离子共存。
盐的水解与我们的生活和生产密切相关。
说明：2.由于某些盐溶液在储存期间容易水解，因此在储存期间通常会添加抑制其水解的酸（或碱）等物质。
如：保存fecl3溶液时，向溶液中加入少量的盐酸，抑制fe3＋的水解等。
3.某些盐的制备：例如，AlCl 3（HCl）和FeCl 3（HCl）通常需要在制备过程中添加少量相应的酸来抑制盐的水解。
有些盐完全水解，不能在溶液中制备。
它们只能通过简单物质（如Al2S3、Mg3N2、CaC2）的直接反应制备。
4.蒸发某些盐溶液时，必须考虑水解因素的作用，如蒸发alcl3、fecl3溶液时，我们往往得不到固体alcl3和fecl3，而是相应的氧化物，主要是al3＋、fe3＋极易水解，而加热有利于al3＋和fe3＋水解的进行，同时水解生成的hcl易挥发，降低生成物浓度，促进水解正向进行，因此，在加热蒸发过程后只能得到氧化物，而得不到固体alcl3和fecl3。
若想得到alcl3和fecl3固体，则必须抑制其水解，可在hcl气流中蒸发结晶。
5.由于Al3+和Fe3+容易水解，水解产生的Al（OH）3和Fe（OH）3具有较大的表面积和较强的吸附性。
高中化学-第三课时 离子浓度大小比较-三大守恒11
对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度 远远小于弱电解质分子的浓度。
2
一、水溶液中微粒浓度的大小比较： （考点）
2、水解理论：
① 弱离子由于水解而损耗。
> 如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)
c(Na+) > c(OH-) > c(HCO3-) > c(H+) C. Na2CO3 溶液：
c(OH-) - c(H+) = c(HCO3-) + 2c(H2CO3) D. 25 ℃时，pH = 4.75、浓度均为0.1 mol/L 的
CH3COOH、CH3COONa混合溶液： c(CH3COO-) + c(OH-) < c(CH3COOH) + c(H+)
①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如
NaHS、Na2HPO4、NaHCO3等： ②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如
NaH2PO4 、NaHSO3、 NaHC2O4等。
三、离子浓度大小比较——混合溶液型
规律： 混合反应的溶液内（恰好完全反应型、PH为7型、
反应过量型）浓度的比较先反应后分析。
D. 0.1 mol/L的硫化钠溶液中： c(OH-) = c(H+) + c(HS-) + c(H2S)
2、下列溶液中微粒的浓度关系正确的是（AC）
A. 室温下，向0.01 mol/L NH4HSO4 溶液中滴加 NaOH 溶液至中性：
c(Na+) > c(SO42-) > c(NH4+) > c(OH-) = c(H+) B. 0.1 mol/L NaHCO3 溶液：
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溶液中粒子浓度关系1．含SO2的烟气会形成酸雨，工业上常利用Na2SO3溶液作为吸收液脱除烟气中的SO2，随着SO2的吸收，吸收液的pH不断变化。
下列粒子浓度关系一定正确的是() A．Na2SO3溶液中存在：c(Na＋)>c(SO2－3)>c(H2SO3)>c(HSO－3)B．已知NaHSO3溶液pH<7，该溶液中：c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H2SO3)>c(SO2－3)C．当吸收液呈酸性时：c(Na＋)＝c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(H2SO3)D．当吸收液呈中性时：c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)解析：选D Na2SO3溶液呈碱性，溶液中粒子浓度关系为c(Na＋)>c(SO2－3)>c(OH－)>c(HSO－3)>c(H2SO3)，A项错误；NaHSO3溶液pH<7，则该溶液中HSO－3的电离程度大于水解程度，溶液中粒子浓度大小关系为c(Na＋)>c(HSO－3)>c(H＋)>c(SO2－3)>c(OH－)>c(H2SO3)，B项错误；当吸收液呈酸性时可以是NaHSO3溶液，溶液中存在物料守恒：c(Na＋)＝c(H2SO3)＋c(SO2－3)＋c(HSO－3)，也可以是NaHSO3和亚硫酸钠的混合溶液，则选项中的物料守恒关系式不再适用，C项错误；当吸收液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)，溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO2－3)＋c(HSO－3)，故c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)，D项正确。
2．向20 mL 0.5 mol·L－1的醋酸溶液中逐滴加入等物质的量浓度的烧碱溶液，测定混合溶液的温度变化如图所示。
下列关于混合溶液的相关说法中错误的是()A．醋酸的电离常数：B点＞A点B．由水电离出的c(OH－)：B点＞C点C．从A点到B点，混合溶液中可能存在：c(CH3COO－)＝c(Na＋)D．从B点到C点，混合溶液中一直存在：c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋)解析：选D醋酸是弱电解质，在水溶液里存在电离平衡，且其电离过程吸热，温度越高，醋酸的电离程度越大，其电离常数越大，故A正确；B点酸碱恰好反应生成醋酸钠，C点NaOH过量，NaOH抑制水的电离，醋酸钠促进水的电离，所以由水电离出的c(OH－)：B点＞C点，故B正确；如果c(CH3COO－)＝c(Na＋)，根据电荷守恒知，溶液中c(OH－)＝c(H＋)，B点为醋酸钠是强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，A点为等物质的量的醋酸和醋酸钠混合溶液，呈酸性，所以从A点到B点，混合溶液中可能存在：c(CH3COO－)＝c(Na＋)，故C正确；在C点时为醋酸钠、NaOH等物质的量的混合溶液，因为CH3COO－发生水解反应，则混合溶液中c(CH3COO－)＜c(OH－)，故D错误。
3．(2019·青岛模拟)室温下，0.1 mol·L－1的某二元酸H2A溶液中，可能存在的含A粒子(H2A、HA－、A2－)的物质的量分数随pH 变化的关系如图所示，下列说法正确的是( )A ．H 2A 的电离方程式：H 2A H ＋＋HA －B ．pH ＝5时，在NaHA 和Na 2A 的混合溶液中：c (HA －)∶c (A 2－)＝1∶100 C ．等物质的量浓度的NaHA 和Na 2A 溶液等体积混合，离子浓度大小关系为c (Na ＋)＞c (HA －)＞c (A 2－) D ．Na 2A 溶液必存在c (OH －)＝c (H ＋)＋c (HA －)＋2c (H 2A)，各粒子浓度均大于0解析：选B 由图知，在pH ＝0～6范围内，不存在H 2A 分子，说明H 2A 的第一步电离是完全的，H 2A 的电离方程式为H 2A===H ＋＋HA －，HA －H ＋＋A 2－，A 项错误；由pH ＝3时的数据可求得HA －的电离常数K a ＝c (H ＋)·c (A 2－)c (HA －)＝1×10－3，温度不变，电离常数不变，故pH ＝5时电离常数K a ＝c (H ＋)·c (A 2－)c (HA －)＝1×10－5×c (A 2－)c (HA －)＝1×10－3，解得c (A 2－)c (HA －)＝100，故B 项正确；在等物质的量浓度的NaHA 和Na 2A 混合溶液中，pH<7，HA －的电离程度大于A 2－的水解程度，故离子浓度大小关系应为c (Na ＋)＞c (A 2－)＞c (HA －)，C 项错误；根据H 2A 的电离方程式知，Na 2A 溶液中c (H 2A)＝0，D 项错误。
4．常温下，用0.100 0 mol·L －1的NaOH 溶液滴定20 mL 同浓度的一元弱酸HA ，滴定过程溶液pH 随x 的变化曲线如图所示(忽略中和热效应)，下列说法不正确的是( )A ．HA 溶液加水稀释后，溶液中c (HA )c (A －)的值减小 B ．HA 的电离常数K HA ＝10－7x 100－x(x 为滴定分数) C ．当滴定分数为100时，溶液中水的电离程度最大D ．滴定分数大于100时，溶液中离子浓度关系一定是c (Na ＋)＞c (A －)＞c (OH －)＞c (H ＋)解析：选D 弱酸加水稀释促进电离，n (A －)增大，n (HA)减小，故c (HA )c (A －)的值减小，A 正确；设HA 的量是100，根据图像知有x 被反应，K HA ＝10－7x 100－x ，B 正确；当滴定分数为100时，二者刚好反应生成强碱弱酸盐NaA ，由于盐的水解，水的电离程度最大，C 正确；滴定分数大于100时，即氢氧化钠过量，溶液中离子浓度关系可能有c (Na ＋)＞c (OH －)＞ c (A －)＞c (H ＋)，D 错误。
5．将0.1 mol·L －1 (CH 3COO)2Ba 溶液与0.1 mol·L －1 NaOH 溶液等体积混合，下列关系不正确的是( )A ．3c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (OH －)＋c (CH 3COO －)B ．2c (Ba 2＋)＝c (CH 3COOH)＋c (CH 3COO －)C．c(CH3COO－)＞c(Na＋)＝c(Ba2＋)＞c(OH－)＞c(H＋)D．c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)＋0.05 mol·L－1解析：选C由电荷守恒式2c(Ba2＋)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，两溶液均为0.1 mol·L－1，则c(Ba2＋)＝c(Na＋)，可知A项正确；因CH3COO－在溶液中部分水解，由物料守恒：2c(Ba2＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)，B项正确；该溶液中的OH－来自NaOH的电离和CH3COO－的水解，故c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(Na＋)＝c(Ba2＋)＞c(H＋)，C项不正确；电荷守恒式为c(Na＋)＋2c(Ba2＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(CH3COO－)，把c(Na＋)＝0.05 mol·L－1和物料守恒式2c(Ba2＋)＝c(CH3COOH)＋c(CH3COO－)代入电荷守恒式，即得c(OH－)＝c(H＋)＋c(CH3COOH)＋0.05 mol·L－1，D项正确。
6．下列各组溶液中的各种溶质的物质的量浓度均为0.1 mol·L－1：①H2S溶液、②KHS 溶液、③K2S溶液、④H2S和KHS混合溶液(已知常温下KHS溶液的pH＞7)。
下列说法正确的是()A．溶液的pH从大到小的顺序为③＞②＞①＞④B．在H2S和KHS混合溶液中：c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)＝2c(K＋)C．c(H2S)从大到小的顺序为①＞④＞③＞②D．在KHS溶液中：c(H＋)＋c(K＋)＝c(HS－)＋c(S2－)＋c(OH－)解析：选B H2S溶液、H2S和KHS混合溶液均显酸性，但HS－的存在抑制了H2S的电离，故pH：④＞①；K2S溶液中S2－的水解程度大于KHS溶液中HS－的水解程度，则pH：③＞②，故溶液pH从大到小的顺序为③＞②＞④＞①，A错误。
在浓度均为0.1 mol·L－1 H2S和KHS混合溶液中，根据物料守恒可得：c(H2S)＋c(HS－)＋c(S2－)＝2c(K＋)，B正确。
在K2S溶液中S2－发生两步水解生成H2S，而KHS溶液中HS－发生一步水解生成H2S，故溶液中c(H2S)：②＞③，C错误。
在KHS溶液中根据电荷守恒可得：c(H＋)＋c(K＋)＝c(HS－)＋2c(S2－)＋c(OH－)，D错误。
7．室温下，用0.1 mol·L－1的盐酸分别滴定50 mL的三种碱(AOH、BOH和DOH)溶液，滴定曲线如图所示，下列判断错误的是()A．从反应开始至恰好完全反应，水电离出的c(H＋)始终增大B．滴定至P点时，溶液中：c(B＋)＞c(Cl－)＞c(BOH)＞c(OH－)＞c(H＋)C．pH＝7时，三种溶液中c(A＋)＝c(B＋)＝c(D＋)D．当盐酸体积为50 mL时，将三种溶液混合后：c(H＋)＝c(AOH)＋c(BOH)＋c(DOH)＋c(OH－)解析：选C三种碱溶液中分别滴加盐酸至恰好完全反应，溶液的碱性减弱，对水的电离抑制程度减小，故水电离出的c(H＋)始终增大，A正确。
由图可知，消耗盐酸的体积都为50 mL，则三种碱的浓度均为0.1 mol·L－1；P点时，V(盐酸)＝25 mL，此时溶液为等浓度BOH 和BCl 混合液，由于溶液pH ＞9，溶液呈碱性，则BOH 的电离程度大于BCl 的水解程度，故溶液中c (B ＋)＞c (Cl －)＞c (BOH)>c (OH －)>c (H ＋)，B 正确。
pH ＝7时，三种溶液中均存在c (OH －)＝c (H ＋)，且存在电荷守恒关系：c (X ＋)＋c (H ＋)＝c (OH －)＋c (Cl －)(X ＋＝A ＋、B ＋或D ＋)，则有c (X ＋)＝c (Cl －)，由于三种碱的碱性不同，则pH ＝7时加入盐酸的体积不同，c (Cl －)不同，故pH ＝7时，三种溶液中c (A ＋)≠c (B ＋)≠c (D ＋)，C 错误。
当盐酸体积为50 mL 时，三种碱溶液均恰好与盐酸反应生成相应的盐，将三种溶液混合，据质子守恒可得c (H ＋)＝c (AOH)＋c (BOH)＋c (DOH)＋c (OH －)，D 正确。