張斌

摘 要： 電解質(zhì)溶液中微粒濃度大小的比較是高考考查的熱點(diǎn)和頻點(diǎn)，該知識(shí)點(diǎn)綜合性強(qiáng)，對(duì)學(xué)生的知識(shí)應(yīng)用能力、分析推導(dǎo)能力有很高的要求。本文從高考的角度總結(jié)概括了本知識(shí)點(diǎn)所用到的原理和解決問(wèn)題的方法。

關(guān)鍵詞： 電離平衡 水解平衡 離子濃度 比較方法

2015年安徽省高考化學(xué)考試說(shuō)明在第一部分（二）中第7條[1]，電解質(zhì)溶液中的⑶、⑷、⑹對(duì)此知識(shí)點(diǎn)有相應(yīng)要求，雖然其要求是了解，但第8條中說(shuō)明了以上各部分知識(shí)的綜合應(yīng)用?？v觀近幾年安徽高考試卷，溶液中的微粒濃度大小比較是高考的熱點(diǎn)和頻點(diǎn)，而考查的知識(shí)點(diǎn)基本都是弱電解質(zhì)的電離平衡和鹽類(lèi)水解平衡的綜合應(yīng)用，因此對(duì)考生的知識(shí)內(nèi)容要求層次依然是綜合應(yīng)用?？荚囌f(shuō)明的題型示例部分變化也說(shuō)明了這一點(diǎn)，在變動(dòng)的14個(gè)題型示例里，有5個(gè)變成了全國(guó)新課標(biāo)卷的試題，變動(dòng)最大的是兩題溶液中離子濃度大小的比較，由原先的單一溶液改成了混合溶液，預(yù)示2015年該類(lèi)型選擇題的難度將增大。掌握此類(lèi)題型的解題方法是高考復(fù)習(xí)的重點(diǎn)，也是保證學(xué)生在高考中得分的必備要素。筆者根據(jù)教學(xué)實(shí)踐，總結(jié)了溶液中微粒濃度大小比較的方法。

一、掌握兩個(gè)基本理論，構(gòu)建解題思維起點(diǎn)

（一）弱電解質(zhì)的電離理論

（1）明確弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，而未電離的分子是大量的，同時(shí)還要考慮水的電離。

（2）多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，其主要是第一級(jí)電離（第一步電離程度遠(yuǎn)大于第二步電離）。

（二）鹽類(lèi)水解理論

（1）弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的（雙水解除外），但由于水的電離，因此水解后酸性溶液中c（H ）或堿性溶液中c（OH ）總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。

（2）多元弱酸酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，其主要是第一步水解。

二、把握三種守恒，明確等量關(guān)系

（一）溶液中的三大守恒[2]

1.電荷守恒規(guī)律

電解質(zhì)溶液中，無(wú)論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，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)。如NaHCO3溶液中存在著Na 、H 、HCO 、CO 、OH ，存在如下關(guān)系：c（Na ）+c（H ）=c（HCO ）+c（OH ）+2c（CO ）。

2.物料守恒規(guī)律

電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類(lèi)增多，但元素總是守恒的，該元素與電解質(zhì)中其他元素的原子個(gè)數(shù)比是恒定的。如K S溶液中S 、HS 都能水解，故S元素以S 、HS 、H S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：

c（K ）=2c（S ）+2c（HS ）+2c（H S）。

3.質(zhì)子守恒規(guī)律

根據(jù)水的電離：H O？葑H +OH ，由水電離出的c（H ）、c（OH ）始終是相等的，溶液中的H 、OH 離子雖被其他離子結(jié)合，以不同形式存在，但其總量仍是相等的。如在K S溶液中，水電離出的OH 即存在如下關(guān)系：

c（OH ）=c（H ）+（HS ）+2c（H S）。

（二）應(yīng)用守恒規(guī)律的思維方法[3]

若粒子間用等號(hào)連接，則應(yīng)根據(jù)守恒原理，視不同情況，從以下方面思考：

（1）若等號(hào)一端全部是陰離子或陽(yáng)離子時(shí)，則首先應(yīng)考慮溶液中陰、陽(yáng)離子的電荷守恒。

（2）若等號(hào)一端各項(xiàng)中都含同種元素時(shí)，則首先應(yīng)考慮這種元素的原子守恒，即物料守恒。

（3）若等號(hào)一端為c（H ）或c（OH ）時(shí)，則首先應(yīng)考慮是否符合水的電離守恒。

（4）若等號(hào)兩端既有分子又有離子，則考慮將電荷守恒與物料守恒相加或相減，或利用質(zhì)子來(lái)源進(jìn)行分析。

三、理清一條思路，掌握分析方法

四、典例導(dǎo)悟，分類(lèi)突破

（一）單一電解質(zhì)溶液中微粒濃度的相對(duì)大小比較

【解題指導(dǎo)】對(duì)于溶質(zhì)單一型的溶液，若溶質(zhì)是弱酸或弱堿，考慮電離且電離是微弱的，若溶質(zhì)是鹽考慮水解，同樣水解也是弱水解。

例1：在0.1mol·L Na CO 溶液中，下列關(guān)系正確的是（）

A.C（Na ）=2C（CO ） B.C（OH ）=2C（H ）

C.C（HCO ）>C（H CO ） D.C（Na ）

解析：由于CO 水解，故C（Na ）>2C（CO ）；又CO 水解以第一步為主，因此有（HCO ）>C（H CO ），依物料守恒，有C（Na ）=2[C（CO ）+C（HCO ）+C（H CO ）]，故C（Na ）>C（CO ）+C（HCO ）；因由水電離出H 和OH 物質(zhì)的量相等，可得C（OH ）=C（H ）+C（HCO ）+2C（H CO ），故C（OH ）≠2C（H ）。綜合上述，正確答案為C。

（二）酸與堿混合后溶液中微粒濃度的相對(duì)大小比較

對(duì)于酸堿中和的類(lèi)型，應(yīng)先考慮它們按化學(xué)計(jì)量關(guān)系進(jìn)行反應(yīng)，觀察是否反應(yīng)完全，然后考慮物質(zhì)在水溶液中的電離及可能存在的電離平衡、水解平衡及抑制水解等問(wèn)題，最后對(duì)離子濃度大小作出估計(jì)和判斷。

1.恰好中和型

【解題指導(dǎo)】給定的酸堿是等物質(zhì)的量的反應(yīng)（注意與H 和OH 物質(zhì)的量相等的情況區(qū)別）反應(yīng)結(jié)束后一定是生成正鹽和水，故可把此類(lèi)問(wèn)題轉(zhuǎn)化成是正鹽溶液中離子濃度比較問(wèn)題，即單一溶質(zhì)型中的溶質(zhì)為鹽的問(wèn)題來(lái)解決。

例2：在10mL0.1mol·L NaOH溶液中加入同體積、同濃度HCN溶液，反應(yīng)后溶液中各微粒的濃度關(guān)系錯(cuò)誤的是（？搖 ）

A.C（Na ）>C（CN ）>C（H ）>C（OH ）

B.C（Na ）>C（CN ）>C（OH ）>C（H ）

C.C（Na ）=C（CN ）+C（HCN）

D.C（Na ）+C（H ）=C（CN ）+C（OH ）

解析：由于混合的NaOH與HCN物質(zhì)的量都為1×10 mol，兩者恰好反應(yīng)生成NaCN，等同于單一溶質(zhì)，因此與題型一方法相同。由于少量CN 發(fā)生水解：CN +H O？葑HCN+OH ，故有C（Na ）>C（CN ）>C（OH ）>C（H ），根據(jù)物料守恒C正確，根據(jù)電荷守恒D正確，A錯(cuò)誤。故該題選項(xiàng)為A。

2.pH等于7型

【解題指導(dǎo)】酸堿中和反應(yīng)（注意與恰好中和型區(qū)別）結(jié)束后一定是C（H ）=C（OH ），因此分析此類(lèi)問(wèn)題從兩方面入手：①考慮從電荷守恒入手求得其他離子相等關(guān)系。②判斷PH等于7時(shí)，酸堿到底誰(shuí)過(guò)量；方法是：先設(shè)定為完全反應(yīng)時(shí)的pH然后與pH=7比較便可得出。

例3：常溫下，將甲酸和氫氧化鈉溶液混合，所得溶液pH=7，則此溶液中（ ）

A.C（HCOO ）>C（Na ）

B.C（HCOO ）

C.C（HCOO ）=C（Na ）

D.無(wú)法確定C（HCOO ）與C（Na ）的關(guān)系

解析：根據(jù)溶液中電荷守恒：C（Na ）+C（H ）=C（HCOO ）+C（OH ），由于pH=7，因此C（H ）=C（OH ），所以有C（Na ）=C（HCOO ），此題量的分析為：若完全反應(yīng)生成甲酸鈉為強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液呈堿性，而現(xiàn)在pH=7，故酸須略過(guò)量。答案為C。

3.反應(yīng)過(guò)量型

【解題指導(dǎo)】先判斷反應(yīng)前后誰(shuí)過(guò)量，以及反應(yīng)后各物質(zhì)的量，再考慮電離或水解的情況。（1）當(dāng)酸（堿）的電離大于鹽溶液中弱離子水解時(shí)，可認(rèn)為鹽中的弱離了不水解，此時(shí)主要考慮電離對(duì)離子濃度造成的影響；反之可認(rèn)為酸（堿）不電離（但實(shí)際有電離，程度很小），此時(shí)只考慮離子水解對(duì)離子濃度造成的影響。

例4：將0.2mol·L HCN溶液和0.1mol·L 的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯堿性，下列關(guān)系式中正確的是（ ）

A.C（HCN）

B.C（Na+）

C.C（HCN）-C（CN ）=C（OH ）

D.C（HCN）+C（CN ）=0.1mol·L

解析：將HCN溶液和NaOH溶液等體積混合后，C（CN ）=0.05mol·L ，c（HCN）=0.05mol·L ，由于混合后溶液呈堿性，說(shuō)明NaCN水解程度大于HCN的電離程度，因此C（HCN）>C（CN ），A錯(cuò)。由上述分析知C（CN ）<0.05mol·L ，而C（Na ）=0.05mol·L ，B不正確；根據(jù)C、N元素守恒可得C（HCN）+C（CN ）=0.1mol·L ，故D項(xiàng)也正確；根據(jù)電荷守恒：C（OH ）=C（H ）+C（Na ）-（CN ），故C不正確，綜合上述正確答案為D。

（三）酸（或堿）與鹽混合后溶液中微粒濃度的相對(duì)大小比較

【解題指導(dǎo)】此類(lèi)問(wèn)題與類(lèi)型二第三種情況相似，反應(yīng)到最后也一般為鹽和酸（或堿）的混合物，分析時(shí)同樣從鹽溶液中弱離子水解和酸堿的電離相當(dāng)強(qiáng)弱入手。

例5、將0.1mol·L 的醋酸鈉溶液20mL與0.1mol·L 鹽酸10mL混合后，溶液顯酸性，則溶液中有關(guān)粒子濃度關(guān)系正確的是（ ）

A.C（CH COO ）>C（Cl ）>C（H ）>C（CH COOH）

B.C（CH COO ）>C（Cl ）>C（CH COOH）>C（H ）

C.C（CH COO ）=C（Cl ）>C（H ）>C（CH COOH）

D.C（Na ）+C（H ）=C（CH COO ）+C（Cl ）

解析：兩溶液混合反應(yīng)后，溶液實(shí)質(zhì)上是生成等濃度醋酸和醋酸鈉、氯化鈉的混合溶液。因?yàn)槿芤撼仕嵝哉f(shuō)明CH COO 的水解程度小于CH COOH的電離程度，所以C（CH COO ）>C（Cl ）>C（CH COOH），但CH COOH電離程度較小，C（CH COOH）>C（H ），故選項(xiàng)A、C錯(cuò)，B正確。依據(jù)電荷守恒原則，可知選項(xiàng)D等式右邊漏寫(xiě)了OH 。綜合上述分析答案選B。

（四）不同物質(zhì)同種離子濃度比較型

【解題指導(dǎo)】這種題型主要看電解質(zhì)電離產(chǎn)生的其他離子對(duì)該種離子的水解是促進(jìn)還是抑制，從而判斷該種離子在原來(lái)基礎(chǔ)上濃度是增大還是減小。

例6：物質(zhì)的量濃度相同的下列溶液中，NH 濃度最大的是（ ）

A.NH Cl B.NH HSO C.CH COONH D.NH HCO

解析：NH 在溶液中存在下列平衡：NH +H O？葑NH ·H O+H B項(xiàng)NH HSO 電離出大量H ，使上述平衡向左移動(dòng)，故B中C（NH ）大于A中的C（NH ），C項(xiàng)CH COO 和D項(xiàng)的HCO 水解均呈堿性，使平衡向右移動(dòng)，故C、D中C（NH ）小于A中C（NH ），正確答案為B。

教學(xué)過(guò)程中，我經(jīng)常發(fā)現(xiàn)學(xué)生對(duì)知識(shí)點(diǎn)和解題方法掌握得較好，但總是失分，通過(guò)總結(jié)發(fā)現(xiàn)學(xué)生常見(jiàn)的兩個(gè)失分點(diǎn)：

（1）電荷守恒式中不只是各離子濃度的簡(jiǎn)單相加。如2c（CO ）的系數(shù)2代表一個(gè)CO 帶2個(gè)負(fù)電荷，不可漏掉。

（2）物料守恒式中，離子濃度系數(shù)不能漏寫(xiě)或顛倒。如Na S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c（Na ）是溶液中各種硫元素存在形式的硫原子總濃度的2倍。

溶液中微粒濃度大小的比較知識(shí)點(diǎn)要想完全突破，不僅要讓學(xué)生掌握以上解題思路和方法，還必須做到審題仔細(xì)，思維清晰，分析全面，才能在高考中做到萬(wàn)無(wú)一失。

參考文獻(xiàn)：

[1]安徽省2015年《考試說(shuō)明》.

[2]蔡記山.解讀電解質(zhì)溶液中的三種守恒關(guān)系.中學(xué)生數(shù)理化（高二版），2011（10）.

[3]王敏.守恒法在高中化學(xué)解題中的應(yīng)用.中學(xué)生數(shù)理化（教與學(xué)），2011（12）.