淺談廣東化學(xué)高考重要考點之離子濃度問題

淺談廣東化學(xué)高考重要考點之離子濃度問題

陳曉燕衷明華

(韓山師范學(xué)院化學(xué)系，廣東 潮州 521041)

摘要：縱觀近五年廣東省化學(xué)高考試題，可以看出離子濃度問題一直深受廣東高考的青睞，離子濃度這類問題的出題方式比較單一，一般以選擇題來考查，分值在4～6分。其難度適中，涉及到水的電離、鹽類的水解電離，以及三大守恒。只要掌握相關(guān)知識點和解題思想，拿下該題的分數(shù)基本不成問題。

關(guān)鍵詞：離子濃度高考守恒

一、知識點梳理

離子濃度問題不外乎三個方面：電離、水解和守恒(電荷守恒、物料守恒及質(zhì)子守恒)。對有關(guān)電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較的題，在做題時首先搞清溶液狀況，是單一溶液還是混合溶液，然后再根據(jù)情況分析。

1、單一溶質(zhì)的溶液中離子濃度比較

①多元弱酸溶液中，由于多元弱酸是分步電離(注意，電離都是微弱的)的，第一步的電離遠遠大于第二步，第二步遠遠大于第三步。由此可判斷多元弱酸溶液中離子濃度大小順序。例H3PO4溶液中：

c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)

②多元弱酸的強堿正鹽溶液中，要根據(jù)酸根離子的分步水解(注意，水解都是微弱的)來分析。第一步水解程度大于第二步水解程度，依次減弱.如Na2S溶液中：

c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)

③多元弱酸的酸式鹽溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根離子的電離，同時還存在弱酸的酸式酸根離子的水解，因此必須搞清電離程度和水解程度的相對大小，然后判斷離子濃度大小順序。常見的NaHCO3NaHS，Na2HPO4溶液中酸式酸根離子的水解程度大于電離程度，溶液中c(OH-)>c(H+)溶液顯堿性，例NaHCO3中：

c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)

反例：NaHSO3，NaH2PO4溶液中弱酸根離子電離程度大于水解程度，溶液顯酸性c(H+)>c(OH-)。例在NaHSO3中：

c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-)

規(guī)律：①第一步水解生成的粒子濃度在[OH-]和[H+]之間，第二步水解生成的粒子濃度最小。例：Na2S溶液中的各離子濃度大小的順序：

c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)

②不同溶液中同種離子濃度的比較：既要考慮離子在溶液中的水解因素，又要考慮其它離子的影響，是抑制還是促進，然后再判斷。

例：常溫下物質(zhì)的量濃度相等的a.(NH4)2CO3、b.(NH4)2SO4、c.(NH4)2Fe(SO4)2三種溶液中c(NH4+)的大??；NH4+在水溶液中發(fā)生水解顯酸性，CO32-離子水解顯堿性，兩離子水解相互促進，F(xiàn)e2+水解顯酸性與NH4+水解相互抑制，因此三溶液中c(NH4+)：c>b>a。

2、混合溶液中離子濃度的比較

①強酸與弱堿溶液混合后溶液中離子濃度大小比較，首先要考慮混合后溶液的狀況及溶液的酸堿性。酸過量：溶液為強酸和強酸弱堿鹽的混合溶液，溶液中c(H+)>c(OH-)呈酸性。

酸堿恰好完全反應(yīng)：溶液為單一鹽溶液，弱堿根離子水解，溶液呈酸性。

堿少量過量：溶液為弱堿和強酸弱堿鹽的混合溶液，溶液中c(OH-)=c(H+)呈中性。

堿大量過量：溶液為大量弱堿和強酸弱堿鹽的混合溶液，溶液中c(OH-)>c(H+)呈堿性.根據(jù)這幾種情況可判斷溶液中離子大小情況。

②強堿和弱酸溶液混合后，溶液中離子濃度的大小比較。

呈堿性包括兩種情況；強堿和強堿弱酸鹽的混合溶液及單一強堿弱酸鹽溶液。

呈中性：強堿弱酸鹽和少量弱酸的混合溶液。

呈酸性：強堿弱酸鹽和大量弱酸的混合溶液。

3、理解掌握電解質(zhì)溶液中的幾種守恒關(guān)系

①電荷守恒：因為溶液必須保持電中性，所以溶液中所有陽離子的電荷總濃度等于所有陰離子的電荷總濃度。如0.1 mol/L Na2S溶液中：

c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HS-)+2c(S2-)

②物料守恒：物料守恒即元素守恒，變化前后某種元素的原子個數(shù)守恒。如 0.1 mol/L Na2S溶液中：

c(Na+)=2c(H2S)+2c(HS-)+2c(S2-)

③質(zhì)子守恒：利用電荷守恒和物料守恒即可推出質(zhì)子守恒。如0.1 mol/L Na2S溶液中：

2c(H2S)+c(HS-)+c(H+)=c(OH-)

二、例題分析

例1：(2012第23題6分)對于常溫下pH為2的鹽酸，敘述正確的是()。

A.c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)

B.與等體積pH=12的氨水混合后所得溶液顯酸性

C.由H2O電離出的c(H+)=1.0×10-12mol·L-1

D.與等體積0.01 mol·L-1乙酸鈉溶液混合后所得溶液中：c(Cl-)=c(CH3COO-)

答案：AC。

解析：A.根據(jù)電荷守恒可知A正確；B.氨水過量，混合后溶液應(yīng)該顯堿性，B錯誤；C：c(H+)水= c(OH-)水=KW/ c(H+)=1.0×10-12mol·L-1，C正確；D.反應(yīng)后生成乙酸和氯化鈉，水溶液為酸性，乙酸是弱酸，所以=c(CH3COO-)不可能等于c(Cl-)，D錯誤。

例2：(2013第12題4分)50℃時，下列各溶液中，離子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()。

A.pH=4的醋酸中：c(H+)=4.0mol·L-1

B.飽和小蘇打溶液中：c(Na+)= c(HCO3-)

C.飽和食鹽水中：c(Na+)+ c(H+)= c(Cl-)+c(OH-)

D.pH=12的純堿溶液中：c(OH-)=1.0×10-2mol·L-1

答案：C。

解析：50℃時，水的離子積常數(shù)大于1×10—14。pH=4的醋酸中，c(H+)=1×10—4mol/L，A錯誤；飽和小蘇打溶液中，HCO3-會發(fā)生水解反應(yīng)導(dǎo)致濃度減小，c(Na+)>c(HCO3-)B錯誤；飽和食鹽水中，(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，符合電荷守恒的關(guān)系，C正確；由于題干給的溫度不是常溫下，所以pH=12的純堿溶液中c(OH-)無法計算，D錯誤。

例3：(2014第12題4分)常溫下，0.2 mol·L-1的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中部分微粒組成及濃度如圖所示，下列說法正確的是()。

圖　所得溶液中部分微粒組成及濃度

A.HA為強酸

B.該混合液pH=7

C.圖中X表示HA，Y表示OH-，Z表示H+

D.該混合溶液中：c(A-)+c(Y)=c(Na+)

答案：D。

解析：A、A-濃度小于0.1mol/L，由此可知HA為弱酸，A錯誤；B、因為HA為弱酸，與等體積等濃度的NaOH混合后pH大于7，B錯誤；C、0.2mol/L的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后，得到NaA，離子濃度大小順序為c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+)，即X為OH-，Y表示HA，Z表示H+，C錯誤；D、Y表示HA，c(A-)+c(HA)=c(Na+)，物料守恒，D正確。

三、總結(jié)

雖然離子濃度問題涉及到的知識點相對來說比較多，但是只要考生細心分析就會發(fā)現(xiàn)其實“萬變不離其宗”，考生只要掌握該題的相關(guān)知識點，在平時做題時注意總結(jié)歸納，多反思，一定能夠提高自己解答這類題的能力。

四、高考預(yù)測

離子濃度問題是高考的熱點內(nèi)容之一，也是教學(xué)中的重點和難點。從近幾年高考命題的變化趨勢來看，溶液中離子(或溶質(zhì)粒子)濃度大小比較是主流試題，仍是今后高考的熱點。預(yù)計2015年還會考到這類題，出題方式可能還會是選擇題，考生在復(fù)習(xí)時應(yīng)重點理解掌握該知識點，爭取考試時做到融會貫通。

參考文獻

[1]歐曉麗.離子濃度比較的簡單方法[J].《數(shù)理化學(xué)習(xí)(高中版)》2014年11期.