◆劉 爽

(山東省東阿縣實(shí)驗(yàn)高中)

離子濃度大小比較與“三大守恒”是高中化學(xué)電解質(zhì)溶液的教學(xué)的難點(diǎn)和重點(diǎn)之一，也是是高考的熱點(diǎn)之一，縱觀全國(guó)和地方高考試題幾乎出現(xiàn)率100%，離子濃度大小比較與“三大守恒”題是一類難度大，綜合性強(qiáng)的題型，現(xiàn)對(duì)近幾年高考中出現(xiàn)的離子濃度大小比較與“三大守恒”題型進(jìn)行歸類解析，供大家參考。

總體思路：無(wú)論是哪類電解質(zhì)溶液，都按弱電解質(zhì)的電離都是微弱的，電離程度很小，鹽類的水解程度同樣也是微弱的，由主到次寫出溶液中存在的平衡，按照溶質(zhì)中離子濃度>主要反應(yīng)生成的離子濃度>次要反應(yīng)生成的離子的濃度。一般考查兩項(xiàng)，離子濃度大小比較與“三大守恒”，需要高中階段掌握的是離子濃度大小比較和電荷守恒及物料守恒，若出現(xiàn)其它等式不是電荷守恒和物料守恒，先電荷守恒再物料守恒最后二者聯(lián)立。

一、電離平衡理論和水解平衡理論

1.電離理論

⑴弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離消耗的電解質(zhì)及產(chǎn)生的微粒都是少量的，同時(shí)注意考慮水的電離的存在；例如NH3·H2O溶液中微粒濃度大小關(guān)系。

【分析】由于在NH3·H2O溶液中存在下列電離平衡：

NH3·H2ONH4++OH-，H2OH++OH-，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)。

⑵多元弱酸的電離是分步的，主要以第一步電離為主；例如H2S溶液中微粒濃度大小關(guān)系。

【分析】由于H2S溶液中存在下列平衡：H2SHS-+H+，HS-S2-+H+，H2OH++OH-，所以溶液中微粒濃度關(guān)系為：c(H2S )>c(H+)>c(HS-)>c(OH-)。

2.水解理論

⑴弱酸的陰離子和弱堿的陽(yáng)離子因水解而損耗；例如：NaHCO3溶液中有：c(Na+)>c(HCO3-)。

⑵弱酸的陰離子和弱堿的陽(yáng)離子的水解是微量的(兩種相互促進(jìn)的離子水解除外)，因此水解生成的弱電解質(zhì)及產(chǎn)生H+的(或OH-)也是微量，但由于水的電離平衡和鹽類水解平衡的同時(shí)存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)(或堿性溶液中的c(OH-))總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)的濃度；例如：(NH4)2SO4溶液中存在如下平衡：

主要反應(yīng)：NH4++H2ONH3·H2O+OH-

次要反應(yīng)：H2OH++OH-

所以溶液中的微粒濃度關(guān)系為：

c(NH4+)>c(SO42-)>c(H+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)。

(3)多元弱酸的酸根離子的水解是分步進(jìn)行的，主要以第一步水解為主。

例如，Na2CO3溶液中存在平衡為：

主要反應(yīng)：CO32-+H2OHCO3-+OH-

次要反應(yīng)：HCO3-+H2OH2CO3+OH-

更次要反應(yīng)：H2OH++ OH-

所以溶液中微粒濃度的關(guān)系為：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)。

二、電荷守恒和物料守恒

1.電荷守恒

電解質(zhì)溶液中所有陽(yáng)離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。如中存在的平衡：

主要反應(yīng)：HCO3-+H2OH2CO3+OH-

更次要反應(yīng)：H2OH++ OH-

NaHCO3溶液顯堿性說(shuō)明的HCO3-水解程度大于HCO3-的電離程度。n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)

2.物料守恒

電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會(huì)發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會(huì)改變的，在溶液中的存在形式是不變的，也可以說(shuō)是元素守恒。如NaHCO3溶液中n(Na+) ：n(c)=1︰1，推出：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)

3.導(dǎo)出式——質(zhì)子守恒

如碳酸鈉溶液中由電荷守恒和物料守恒將Na+離子消掉可得：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)。

如醋酸鈉溶液中：CH3COONa在溶液中完全電離成CH3COO-和Na+，溶液中的存在以下反應(yīng)

主要反應(yīng)：CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH-

次要反應(yīng)：H2OH++OH-

根據(jù)溶質(zhì)離子濃度>主要反應(yīng)生成的離子濃度>次要反應(yīng)生成的離子的濃度得

①c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)

②電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)

③物料守恒c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)

④電荷守恒與物料守恒聯(lián)立消去c(Na+)或c(CH3COO-)得：c(OH-)= c(H+)+c(CH3COOH)(也叫質(zhì)子守恒)

總之，無(wú)論是單一溶液還是混合溶液，溶液的酸堿性取決于溶質(zhì)的電離和水解的情況，一般判斷原則是：若溶液中有酸或堿存在，要考慮酸和堿的電離，即溶液相應(yīng)地顯酸性或堿性；若溶液中的溶質(zhì)僅為鹽，則考慮鹽水解情況；對(duì)于特殊情景要按所給的知識(shí)情景進(jìn)行判斷。