突破難點 重在方法

李正+林尤宏

在化學高考選擇題中，學生感到最棘手的是有關離子濃度關系的判斷。此類題中，有酸、堿、鹽溶液混合產物的判斷和剩余酸、堿再電離或鹽的水解的判斷;有pH大小的判斷及水的電離的判斷;有等量關系的判斷和離子濃度大小的判斷;還有中和滴定的圖像分析等。因此，關系復雜，難度大，往往無從下手?，F(xiàn)介紹突破此難點的步驟方法如下。

一、根據(jù)反應物混合的量比確定溶質的組成及原始量比

例10.2 mol·L-1 CH3COOH溶液與0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合（pH<7）

溶質為： ?n（CH3COOH）=n（CH3COONa）

例20.05 ?mol·L-1 NaOH溶液和0.1 mol·L-1 HCN溶液等體積混合（pH>7）

溶質為： ?n（HCN）=n（NaCN）

例320.00 mL 0.1000 ?mol·L-1 （NH4）2SO4溶液中加入0.2000 ?mol·L-1 NaOH溶液10.00 mL

溶質判斷： （NH4）2SO4+NaOHNaNH4SO4+NH3·H2O

n（Na+）=n（NH+4）=n（SO2-4）=n（NH3·H2O）

例40.2 mol·L-1 NaHCO3溶液與0.1 mol·L-1 ?NaOH溶液等體積混合

溶質為：n（Na2CO3）=n（NaHCO3）

二、根據(jù)溶質的組成和原始量比確定等量關系

1.電荷守恒

溶液中陽離子所帶正電荷總濃度=陰離子所帶負電荷總濃度。此守恒關系只與離子的種類有關，與反應物的量比關系不大。

CH3COOH溶液與NaOH溶液混合，總有：c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-）

（NH4）2SO4溶液與NaOH溶液混合，總有：

c（H+）+c（Na+）+c（NH+4）=2c（SO2-4）+c（OH-）

NaHCO3 溶液與NaOH溶液混合，總有：c（Na+）+c（H+）=2c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（OH-）

2.物料守恒

根據(jù)溶質的組成和原始量比，確定等量關系，再運用等量代換原理，確定電離或水解后各微粒濃度的等量關系。

例1中： n（CH3COOH）=n（CH3COONa）

2c（Na+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）

例3中：n（NaNH4SO4）=n（NH3·H2O）

c（NH+4）+c（NH3·H2O）=2c（Na+）=2c（SO2-4）;考慮到NH3·H2O再部分電離生成NH+4和OH-，還可推出以下等量關系：

c（OH-）-c（H+）+c（NH3·H2O）=c（SO2-4）=c（Na+）

c（NH+4）-c（Na+）=c（OH-）-c（H+）=c（SO2-4）-c（NH3·H2O）

例4中：n（Na2CO3）=n（NaHCO3）

2 c（Na+）=3[c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（H2CO3）]

3.水電離的H+與OH-守恒

水電離的c（H+）=水電離的c（OH-）

此定量關系可以通過分析水解消耗的H+或OH-與溶液中剩余的H+或OH-的關系進行等量代換列出關系式，但難度較大，簡單的方法是將電荷守恒與物料守恒兩個關系式相加，消去金屬離子的濃度，就可得到此守恒關系式。

例4中，將c（Na+）+c（H+）=2c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（OH-）與

2 c（Na+）=3[c（CO2-3）+c（HCO3-）+c（H2CO3）]兩式相加，消去Na+，就得到：

c（CO2-3）+2c（OH-）=c（HCO-3）+3c（H2CO3）+2c（H+）

4.一元弱酸與對應的強堿弱酸鹽或一元弱堿與對應的強酸弱堿鹽等物質的量共存，有以下等量關系

例1中：n（CH3COOH）=n（CH3COONa） （pH<7，電離為主）

c（CH3COO-）-c（CH3COOH）=2[c（H+）-c（OH-）]

例3中：n（NH+4）=n（NH3·H2O） （pH>7，電離為主）

c（NH+4）-c（NH3·H2O）=2[c（OH-）-c（H+）]

例2中：n（HCN）=n（NaCN） （pH>7，水解為主）

c（HCN）-c（CN-）=2[c（OH-）-c（H+）]

三、根據(jù)溶質的組成和原始量比判斷不等量關系

在溶質各微粒原始量比的基礎上，再考慮弱酸、弱堿的微弱電離或是鹽的水解，就可判斷各微粒濃度的不等量關系（大小順序）。

例1中：c（CH3COO-）>c（Na+）>c（CH3COOH）>c（H+）>c（OH-）

例2中：c（HCN）>c（Na+）>c（CN-）>c（OH-）>c（H+）

例3中：c（NH+4）>c（SO2-4）= c（Na+）>c（NH3·H2O）>c（OH-）>c（H+）

例4中：c（Na+）>c（HCO-3）>c（CO2-3）>c（OH-）>c（H+）

四、 典例解析

典例1 25℃時，下列有關溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是（）。

A. 0.1 mol·L-1 ?CH3COONa 溶液與0.1 mol·L-1 ?HCl溶液等體積混合：

c（Na+）=c（Cl-）>c（CH3COO-）>c（OH-）

B. 0.1 mol·L-1 ?NH4Cl 溶液與0.1 mol·L-1氨水等體積混合（pH>7）：

c（NH3·H2O）>c（NH+4）>c（Cl-）>c（OH-）

C. 0.2 mol·L-1 ?NaHCO3溶液與0.1 mol·L-1 ?NaOH 溶液等體積混合：

2/3c（Na+）=c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（H2CO3）

D. 0.1 mol·L-1 ?Na2C2O4 溶液與0.1 mol·L-1 HCl 溶液等體積混合（H2C2O4 為二元弱酸）：

2c（C2O2-4）+c（HC2O-4）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+）

解析A選項中的溶質組成為：n（NaCl）=n（CH3COOH），再考慮到CH3COOH有少量電離生成CH3COO-，且大于水的電離，所以A選項正確。

B選項中的溶質組成為：n（NH4Cl）=n（NH3·H2O），由于pH>7，以NH3·H2O再少量電離為主，因此可判斷：c（NH+4）>c（Cl-）>c（NH3·H2O）>c（OH-）。 ?所以B選項錯誤。

C選項中的溶質組成為：n（Na2CO3）=

n（NaHCO3），

由物料守恒得知：

2c（Na+）=3[c（CO2-3）+c（HCO-3）+c（H2CO3）]。

所以C選項正確。

D選項中的溶質組成為：n（NaHC2O4）=

n（NaCl），根據(jù)電荷守恒可知：2c（C2O2-4）+c（HC2O-4）+c（OH-）+c（Cl-）=c（Na+）+c（H+），所以D選項錯誤。

典例2常溫下，用 0.1000 ?mol·L-1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.10000 ?mol·L-1 CH3COOH溶液滴定曲線如圖1。下列說法正確的是（）。

圖1A. 點①所示溶液中：c（CH3COO-）+

c（OH-）=c（CH3COOH）+c（H+）

B. 點②所示溶液中：c（Na+）=c（CH3COOH）+c（CH3COO-）

C. 點③所示溶液中：c（Na+）>c（OH-）>c（CH3COO-）>c（H+）

D. 滴定過程中可能出現(xiàn)：

c（CH3COOH）>c（CH3COO-）>c（H+）>c（Na+）>c（OH-）

解析點①所示溶液中：n（CH3COOH）=n（CH3COONa）且pH<7，再考慮到CH3COOH有少量電離生成CH3COO-，應有c（CH3COOH）

+c（OH-）=c（Na+）+c（H+）可知，c（CH3COO-）+c（OH-）>c（CH3COOH）+c（H+），所以A選項錯誤。

點③所示溶液中：剛好中和，溶質是CH3COONa，由于pH>7，考慮到CH3COO-再有少量水解，生成等量的CH3COOH和OH-，由于H2O也電離少量的OH-，可知：c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c（CH3COOH）>

c（H+），所以C選項錯誤。

由于點②所示溶液中，存在物料守恒：c（Na+）=c（CH3COOH）+c（CH3COO-）;點②所示溶液加入的NaOH略少于③，所以點②所示溶液中：c（Na+）

對于D選項，如果溶質組成是n（CH3COOH）>n（CH3COONa），且再電離的n（CH3COOH）≥n（Na+），則可能出現(xiàn)：c（CH3COOH）>c（CH3COO-）>c（H+）>c（Na+）>c（OH-）。所以D選項正確。

終上所述，突破此難點的要訣是：

反應量比定產比，物料守恒做憑據(jù)。

電荷守恒找離子，電荷數(shù)目作系數(shù);

質子守恒水決定，電、物守恒兩加和。

根據(jù)溶液酸堿性，水解、電離主導明;

原始量比為基礎，再看離、解量遷移;

微弱遷移量改變，濃度大小可確定。

濃度加和比數(shù)值，體積變化是關鍵。

溶液中性點特殊，弱酸（堿）對應鹽共有;

弱鹽雖多不水解，弱酸（堿）存在未電離;

濃度關系直接看，物料守恒更直觀。

圖像分析點和線，各點組成先呈現(xiàn);

依上步驟再分析，舉一反三妙解題。

（收稿日期：2015-06-25）