淺析電解質(zhì)溶液中離子濃度關(guān)系的解題技巧

寧夏固原市原州區(qū)固原市第一中學(xué)　石志忠

淺析電解質(zhì)溶液中離子濃度關(guān)系的解題技巧

寧夏固原市原州區(qū)固原市第一中學(xué)石志忠

電解質(zhì)溶液中的離子濃度問題是高中化學(xué)的重要知識點，本文從電解質(zhì)溶液中離子濃度關(guān)系的命題范圍、理論基礎(chǔ)和方法解析三個方面進(jìn)行了介紹，以提高學(xué)生對這部分知識的理解能力。

電解質(zhì)離子濃度原理方法

電解質(zhì)溶液是高中化學(xué)重要的基礎(chǔ)理論知識之一，從近幾年的高考試題可以看出，涉及電解質(zhì)溶液的考點多，重現(xiàn)率高。其溶液中的離子濃度關(guān)系，是高考的考查重點，也是難點。

筆者現(xiàn)就電解質(zhì)溶液中的離子濃度關(guān)系的解題思維和方法加以解析。

一、命題范圍

1.單一溶液。

（1）弱電解質(zhì)的電離平衡

（2）鹽（弱離子）的水解平衡

2.混合溶液。

既有弱電解質(zhì)電離又有弱離子水解——電離與水解的競爭反應(yīng)

二、理論基礎(chǔ)

化學(xué)平衡移動原理：即勒夏特列原理（如果改變能夠影響平衡移動的一個外界條件，那么平衡就會向著“減弱”這種條件改變的方向發(fā)生移動）——“對著干，但不能一干到底”，以下文章簡稱“對著干”原理。

1.分析依據(jù)：電離方程式和水解方程式。

2.思維方法：以化學(xué)平衡移動原理為理論基礎(chǔ)，結(jié)合方程式，用溶液中的定量關(guān)系和等式關(guān)系分析。

（1）定量關(guān)系：

①溶液中的電離或水解平衡常數(shù)及水的離子積常數(shù)（Kw）

②溶液中水的離子積常數(shù)

（2）等式關(guān)系：

電荷守恒，物料守恒，質(zhì)子守恒

三、方法解析

電解質(zhì)溶液中的離子濃度關(guān)系，一般會涉及兩個方面：離子濃度相對大小關(guān)系和等式關(guān)系，一般情況下單一溶液中的離子濃度關(guān)系比較簡單，但其基本的解題思維方法和技巧，是解決混合溶液中離子濃度關(guān)系的基礎(chǔ)。

下面通過典例分析，歸納總結(jié)溶液中離子濃度關(guān)系解題的基本思路和方法：

典例1、下列說法正確的是（）

A.常溫下，濃度相等，體積分別為V1L N aO H溶液與V2L的H A溶液混合，若混合液顯中性則V1≥V2

B.常溫下，V1L pH＝11的N aO H溶液與V2L pH＝3的H A溶液混合，若混合液顯中性，則V1≤V2

C.0.1 mol·L－1的醋酸溶液加水稀釋減小

D.甲乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol/L和0.1mol/L，則甲乙兩瓶氨水中c (O H-)之比大于10

解析：A.兩者濃度相等時，若H A為強酸。則V1＝V2，溶液恰好呈中性，若為弱酸，當(dāng)兩者恰好完全反應(yīng)，溶液溶質(zhì)為N aA，水解后溶液呈堿性，要溶液呈中性，則酸要過量，即：V1＜V2故V1≤V2故A錯誤，B.若PH(酸)+PH（堿）=14的強酸和強堿等體積混合后，溶液呈中性，因此，若H A為強酸，混合后溶液呈中性，則V1＝V2，若H A為弱酸，兩者等體積混合，酸過量，溶液呈酸性，若要溶液呈中性，則V1＞V2，故B錯誤，C.醋酸溶液中加水稀釋，根據(jù)化學(xué)平衡移動原理，c(H+)減小，但Kw常數(shù)不變，故c(O H-)增大，因此減小，故C正確，D.氨水的濃度分別為1mol/L和0.1mol/L，可以認(rèn)為將濃度為1mol/L的加水稀釋，若為強堿，正好加水稀釋10倍變?yōu)?.1mol/L，但弱酸稀釋10倍后，平衡要正向移動，根據(jù)“對著干”原理，則甲乙兩瓶氨水中c(O H-)之比小于10，故D錯誤。

典例2、常溫下，將某一元酸H A和N aO H溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表：請回答：

實驗編號c(H A)mol/L c(N aO H)mol/L混合溶液的pH①　0.1　0.1　pH=9②　C　0.2　pH＜7③　0.2　0.1　pH＜7

（1）從①組情況分析，H A是強酸還是弱酸______________。

（2）②組情況表明，c____0.2（填“大于”、“小于”或“等于”）混合溶液中離子濃度c(A-)與c(N a+)的大小關(guān)系是_______

（3）從③組實驗結(jié)果分析，說明H A的電離程度___________（填“大于”、“小于”或等于）水解程度，③所得的溶液，若pH=6，c(A-)－c(H A)=_________（不作近似計算）

解析：①組數(shù)據(jù)可知，兩者等體積、等濃度混合，恰好完全反應(yīng)，溶液中的溶質(zhì)為N aA，溶液的性質(zhì)有N aA鹽決定，本題其實質(zhì)在考單一鹽溶液，容易分析。

②組以兩者恰好完全反應(yīng)為參照界限分析，若兩者恰好完全反應(yīng)，則溶液為堿性，PH＞7，若要使溶液的PH=7，則酸過量或堿不足，故c＞0.2mol/L

③組數(shù)據(jù)可知，酸的濃度為堿濃度的2倍，等體積混合時，算得物質(zhì)的量為堿的物質(zhì)的量的2倍，混合時，N a+不變，H A在溶液中分成兩部分即：H A和A-，但H A和A-總量不變，故c(A-)+c(H A)=2c(N a+)，

又由電荷守恒易知：

由上述兩等式聯(lián)立可得：

無論是弱電解質(zhì)的電離，還是鹽類（弱離子）的水解；無論是單一溶液，還是混合溶液，其基本的解題思路都是要以電離或水解方程為依據(jù)，以化學(xué)平衡理論(電離平衡、水解平衡)為基礎(chǔ)，用定量（定量關(guān)系和等式關(guān)系）思維分析電解質(zhì)溶液中的離子濃度關(guān)系（大小關(guān)系和等式關(guān)系），尤其是對混合溶液（電離與水解的競爭反應(yīng)）相對比較復(fù)雜，但只要把握量變和不變關(guān)系，利用守恒思維問題便會迎刃而解。