運(yùn)用一種分類方法、兩大理論、三大守恒學(xué)科思想突破溶液離子濃度大小比較

邱慶華

一、電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較的問題是高考的熱點(diǎn)、重難點(diǎn)問題

涉及電離理論、水解理論、守恒思想、平衡思想、元素觀、微粒觀、定量觀等理論知識(shí)，同時(shí)結(jié)合圖表信息進(jìn)行綜合分析能力考查，已成為各省市高考命題的熱門。

二、掌握“兩大理論，構(gòu)建思維基點(diǎn)”

1.電離平衡和水解平衡理論。

（1）弱電解質(zhì)的電離和鹽電離出的弱離子的水解均是“微弱”的。

（2）多元弱酸的電離和多元弱酸根離子的水解均是“分步進(jìn)行”的，且是以第一步為主，第一步遠(yuǎn)大于第二步。

（3）水溶液中不能忽略H2O？葑H++OH-。

2.只有鹽電離出的離子才存在水解平衡，如：Na2CO3溶液、H2CO3溶液中只有鹽Na2CO3電離出的CO2-3 離子才存在水解平衡。

3.要用兩大平衡思想分析電解質(zhì)溶液中所有可能存在的微粒，如：Na2CO3、NaHCO3溶液中的微粒種類均一樣為：Na+、H+、HCO-3、CO2-3 、OH-、H2CO3、H2O。

三、熟練“三大守恒”解決等式關(guān)系

1.理論基點(diǎn)：

（1）電荷守恒：電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如0.1mol/LNaHCO3、0.1mol/LNa2CO3、0.1mol/LNa2CO3與0.1mol/LNaHCO3混合溶液中均存在著Na+、H+、HCO-3、CO2-3 、OH-，存在如下關(guān)系：c（Na+）+c（H+）=c（HCO-3）+c（OH-）+2c（CO2-3 ）。

（2）物料守恒：電解質(zhì)溶液中，由于某些離子存在水解平衡或電離平衡，離子種類增多，但元素總是守恒的。如Na2CO3溶液中CO2-3 分步水解，故C元素以CO2-3 、HCO-3、H2CO3三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：c（Na+）=2c（CO2-3 ）+2c（HCO-3）+2c（H2CO3）。

（3）質(zhì)子守恒：質(zhì)子守恒（又稱水的電離守恒）的本質(zhì)就是水電離出來的H+離子濃度等于OH-離子濃度。如Na2CO3水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用圖示如下：

由圖可得Na2CO3水溶液中質(zhì)子守恒式可表示：

c（H3O+）+2c（H2CO3）+c（HCO-3）=c（OH-）或c（H+）+2c（H2CO3）+c（HCO-3）=c（OH-）。

質(zhì)子守恒的關(guān)系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導(dǎo)得到。

2.依據(jù)等式特征，找準(zhǔn)判斷切入點(diǎn)。

（1）三個(gè)守恒式的分辨：若等式為純離子等式，且兩邊有H+及OH-，則從電荷守恒式分析；若等式中既有分子又有離子的等式，且有“強(qiáng)離子”c（Na+）或c（Cl-）等常數(shù)項(xiàng)，則一般從物料守恒式分析，若既有分子又有離子的等式，但無含有“強(qiáng)”離子c（Na+）或c（Cl-）等常數(shù)項(xiàng)則需從電荷守恒和物料守恒結(jié)合聯(lián)立推理或從質(zhì)子守恒式分析。

電荷守恒式要注意有包含所有的陰陽離子，離子前計(jì)量數(shù)為電荷數(shù)值；物料守恒式的本質(zhì)就是元素守恒，可以理解為某粒子發(fā)生水解或電離后，微粒種類增多，但元素的原子總是守恒的，故物料守恒式的特征是：等號(hào)兩側(cè)分別含有“同一元素”的“所有”微粒；質(zhì)子守恒式的特征是：等號(hào)一側(cè)全是H+或盡是OH-，質(zhì)子守恒還可以由物料守恒與電荷守恒聯(lián)立消去“強(qiáng)離子”（既存在水解也不存在電離平衡的離子）推出。

（2）復(fù)雜等式關(guān)系或復(fù)雜不等式關(guān)系的判斷：當(dāng)出現(xiàn)等式關(guān)系不為以上三種守恒等式關(guān)系時(shí)，可從三個(gè)守恒等式為基本進(jìn)行推導(dǎo)或變形；同樣出現(xiàn)某些復(fù)雜的不等式關(guān)系時(shí)，也可借助某個(gè)等式關(guān)系進(jìn)行推導(dǎo)。

例1：下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是（ ）

（江蘇高考2014）C.Na2CO3溶液：c（OH-）-c（H+）=c（HCO-3）+2c（H2CO3）

（四川理綜2014）D.0.1mol·L-1CH3COOH溶液與0.1mol·L-1NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c（OH-）>c（H+）+C（CH3COOH）

分析：C中可由質(zhì)子守恒式可知，c（H+）+

2c（H2CO3）+c（HCO-3）=c（OH-），變形即可得，正確。D選項(xiàng)中等體積混合后，溶液為CH3COONa溶液，質(zhì)子守恒式為c（H+）+C（CH3COOH），故錯(cuò)誤。

四、利用分類思想方法，明確大小關(guān)系

1.單一溶液中離子濃度大小關(guān)系：

（1）弱酸（弱堿）溶液：只考慮電離平衡。

單一的酸或堿溶液，只需考慮弱酸（堿）的“微弱”電離及多元弱酸的逐級(jí)分步電離，酸（堿）電離出的H+或OH-抑制H2O電離，所以水的電離<<酸（堿）電離。

例2：比較下列溶液中微粒的濃度大小關(guān)系。

0.1mol·L-1CH3COOH：C（CH3COOH）>c（H+）>

C（CH3COOH）>c（OH-）

0.1mol·L-1H2SO3：c（H2SO3）>c（H+）>C（HSO-3）>

c（SO2-3 ）>C（OH-）

（2）正鹽溶液：只考慮鹽完全電離出的弱離子的水解平衡。

單一的正鹽，先考慮鹽（強(qiáng)電解質(zhì)）完全電離出離子，然后考慮弱離子的“微弱”水解及多元弱酸根離子的分步水解。

例3：比較下列溶液中微粒的濃度大小關(guān)系。

0.1mol·L-1NH4Cl溶液：C（CL-）>C（NH+4）>C（H+）>C（OH-）

（3）多元弱酸酸式鹽溶液：既要考慮電離平衡理論也要考慮水解平衡理論。

單一的弱酸酸式鹽溶液，首先需考慮鹽的完全電離出離子，然后考慮酸式根離子的電離和水解的主次，一般弱酸酸式鹽水解程度>電離程度，顯堿性，如：NaHS，NaHCO3，Na2HPO4；中強(qiáng)酸酸式鹽電離程度>水解程度，顯酸性，如：NaHSO3，NaC2O4，NaH2PO4。

例4：比較下列溶液中微粒的濃度大小關(guān)系

0.1mol/lNaHCO3溶液：c（Na+）>c（HCO-3）>

c（OH-）>c（H+）>c（CO2-3 ）

2.混合溶液中離子濃度大小關(guān)系

（1）鹽與酸（堿）混合溶液型：

①不反應(yīng)型：

例5：0.1mol·L-1CH3COOH和0.1mol·L-1CH3COONa混合溶液，溶液顯酸性，溶液中離子濃度大小關(guān)系：

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

②反應(yīng)型：

例6：0.1mol·L-1HCl與0.2mol·L-1CH3COONa等體積混合，溶液中離子濃度大小關(guān)系：c（Na+）>C（CH3COO-）>c（Cl-）>c（H+）>c（OH-）。

（2）酸與堿混合型：

例7：0.1mol·L-1CH3COOH溶液與0.1mol·L-1NaOH溶液。

①等體積混合，離子濃度大小關(guān)系c（Na+）>C（CH3COO-）>c（OH-）>c（H+）。

②按體積之比1：2混合后溶液的PH<7，離子濃度大小關(guān)系C（CH3COO-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）。

③pH=2的CH3COOH與pH=12的NaOH等體積混合，其離子濃度大小關(guān)系C（CH3COO-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）。

（作者單位：江西省大余中學(xué)）