用模糊法比較溶液中離子濃度大小關(guān)系

陳紅+焦燕

摘要：電解質(zhì)溶液中離子濃度大小關(guān)系判斷，涉及知識(shí)點(diǎn)多、綜合性強(qiáng)，側(cè)重學(xué)生的邏輯推理能力考察，既是高中化學(xué)的教學(xué)難點(diǎn)，也是高考中的高頻考點(diǎn)。本文嘗試，以高中學(xué)生能認(rèn)知的程度大小比較為基礎(chǔ)，采用模糊比較的方法，來較快的判斷溶液中離子濃度大小關(guān)系。

關(guān)鍵詞：模糊法；離子濃度；大小關(guān)系

高中化學(xué)學(xué)習(xí)中，比較溶液中離子濃度大小關(guān)系，因涉及知識(shí)點(diǎn)多、綜合性強(qiáng)，考查學(xué)生是否具有嚴(yán)謹(jǐn)?shù)倪壿嬐评砟芰?，屬于高考高頻考點(diǎn)。作者結(jié)合日常教學(xué)摸索出，以高中學(xué)生能認(rèn)知的，程度大小比較為基礎(chǔ)，利用模糊比較的方法，比較離子濃度的大小效果更好。

一、 規(guī)律總結(jié)

（一） 弱電解質(zhì)的電離

首先要明確弱電解質(zhì)電離程度是微弱的，其次要明確電離的過程，是逐步減弱的。以二元弱酸H2CO3的電離為例：H2CO3

H++HCO-3第一步電離K1；HCO-3H++CO2-3第二步電離K2。

二元弱酸的電離以第一步為主即K1>K2。以程度的大小作為模糊比較的依據(jù)，第一步電離出離子的濃度大于第二步電離出離子的濃度。則離子濃度大小關(guān)系為：c（H+）>c（HCO-3）>c（CO2-3）

（二） 鹽類的水解

以多元弱酸鹽中的多元弱酸根離子的水解為代表。首先要明確鹽類水解的程度很微弱。其次水解的過程是分步水解，是逐步減弱的。以

Na2CO3溶液中CO2-3的水解為例：CO2-3+H2OHCO-3+OH-第一步水解

K1；HCO-3+H2OH2CO3+OH-第二步水解K2。

水解以第一步為主，即K1>K2。以水解程度的大小作為模糊比較的依據(jù)得出，第一步水解出離子的濃度大于第二步水解出離子的濃度。結(jié)合水解理論，碳酸鈉溶液中的離子濃度大小關(guān)系為：c（Na+）>c（CO2-3）>c（OH-）>c（HCO-3）。

（三） 多元弱酸的酸式鹽中的比較

首先要明確，酸式酸根離子在溶液中存在兩種趨勢(shì)：既能發(fā)生電離，又能發(fā)生水解。其次要明確水解、電離的方程式。接著以鹽溶液的酸堿性為依據(jù)，判斷出水解、電離程度的相對(duì)大小，作為模糊判斷的依據(jù)，進(jìn)而大小比較。

【例1】NaHCO3溶液顯堿性，比較溶液中離子濃度大小關(guān)系。鹽電離得到

Na+與HCO-3、HCO-3在溶液中有兩種趨勢(shì)：HCO-3H++CO2-3電離過程

K1；HCO-3+H2OH2CO3+OH-水解過程K2。

由溶液顯堿性，可知溶液中HCO-3以水解為主。以此作為模糊比較大小時(shí)的依據(jù)。得到c（H2CO3）>c（CO2-3）。結(jié)合c（Na+）>c（HCO-3）、溶劑水的電離平衡，判斷出溶液中的離子濃度大小關(guān)系為：

c（Na+）>c（HCO-3）>c（OH-）>c（H+）>c（CO2-3）。

【例2】NaHSO3溶液顯酸性，判斷溶液中離子濃度大小關(guān)系。思路同例1。

HSO-3在溶液中有兩種趨勢(shì)：HSO-3H++SO2-3電離過程

K1；HSO-3+H2OH2SO3+OH-水解過程K2。

由溶液顯酸性，可知溶液中以電離為主，提供出模糊判斷的依據(jù)。即c（SO2-3）>c（H2SO3）。結(jié)合

c（Na+）>c（HSO-3）、溶劑水的電離平衡，判斷出溶液中的離子濃度大小關(guān)系為：

c（Na+）>c（HSO-3）>c（H+）>c（SO2-3）>c（OH-）。

二、 高考賞析

有了以上認(rèn)知基礎(chǔ)，在高考題解時(shí)，就可以很快判斷出相關(guān)溶液中離子濃度的大小關(guān)系。

【例1】（2014·全國(guó)新課標(biāo)Ⅱ卷，第11題）一定溫度下，下列溶液的離子濃度關(guān)系式正確的是（）

A. pH=5的H2S溶液中，c（H+）=c（HS-）=1×10-5mol·L-1

B. pH=a的氨水溶液，稀釋10倍后，其pH=b，則a=b+1

C. pH=2的H2C2O4溶液與pH=12的NaOH溶液任意比例混合：

c（Na+）+c（H+）c（OH-）+c（HC2O-4）

D. pH相同的①CH3COONa②NaHCO3③NaClO三種溶液的c（Na+）：①>②>③

解析：A項(xiàng)中，H2S屬于二元弱酸，電離分兩步進(jìn)行，以第一步為主：

H2SH++HS-；HS-H++S2-。以電離程度作為模糊比較的依據(jù)，得出c（H+）>c（HS-），結(jié)合pH=5即c（H+）=10-5mol·L-1，得出A錯(cuò)。B項(xiàng)中，可分兩步解題。先假設(shè)pH=a的氨水溶液為強(qiáng)電解質(zhì)，其中c（OH-）=10a-14mol·L-1；稀釋10倍后，可估算出c（OH-）=10a-15mol·L-1，故c（H+）=10-14/10a-15mol·L-1=10-（a-1）mol·L-1，pH=a-1=b即a=b+1。第二步結(jié)合氨水是弱堿溶液，存在電離平衡，稀釋時(shí)會(huì)促進(jìn)電離。結(jié)合兩步，以程度大小作為模糊比較的依據(jù)得出：c（OH-）>10a-15mol·L-1，pH=b>a-1即a

（C2O2-4），故C錯(cuò)。D項(xiàng)中，可轉(zhuǎn)化形式，由于相同條件下的酸性CH3COOH>H2CO3>HClO，以越弱越水解作為進(jìn)行模糊比較時(shí)的依據(jù)，則相同物質(zhì)的量濃度鈉鹽的堿性大小為：①CH3COONa<②NaHCO3<③NaClO。故pH相同時(shí)三種溶液的濃度剛好相反，即①CH3COONa>②NaHCO3>③NaClO，c（Na+）也符合：①>②>③，D正確。

【例2】（2014·四川卷，第6題）下列溶液中粒子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是（）

A. 0.1mol·L NaHCO3溶液與0.1mol·L NaOH溶液等體積混合，所得溶液中：c（Na+）>c（CO2-3）>c（HCO-3）>c（OH-）

B. 20mL 0.1mol·L CH3COONa溶液與10mL 0.1mol·L HCl溶液混合后溶液呈酸性，所得溶液中：

c（CH3COO-）>c（Cl-）>c（CH3COOH）>c（H+）

C. 室溫下，pH=2的鹽酸與pH=12的氨水等體積混合，所得溶液中：c（Cl-）+c（H+）>c（NH+4）+c（OH-）

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

c（CH3COOH）

解析：A項(xiàng)中，反應(yīng)恰好生成Na2CO3。即判斷Na2CO3溶液中的離子濃度大小關(guān)系。CO2-3分步水解，以第一步為主，以此作為模糊比較的依據(jù)，離子濃度大小關(guān)系為，

c（Na+）>c（CO2-3）>c（OH-）>c（HCO-3），A項(xiàng)錯(cuò)。B項(xiàng)中，溶液混合后反應(yīng)，生成等濃度的NaCl、CH3COOH和CH3COONa。呈酸性，說明醋酸的電離程度大于醋酸鈉中的醋酸根的水解程度（此時(shí)c（Cl-）為定值），以此作為模糊比較時(shí)的依據(jù)。即c（CH3COO-）>c（Cl-）>c（CH3COOH）>c（H+），B正確。C項(xiàng)中，室溫時(shí)c（HCl）=10-2mol·L，pH=12的氨水中c（NH3·H2O）10-2mol·L。等體積混合時(shí)氨水過量，溶液顯堿性。c（NH+4）>c（Cl-）>c（OH-）>c（H+），故C項(xiàng)錯(cuò)誤。D項(xiàng)中，當(dāng)醋酸與NaOH溶液等體積等濃度混合時(shí)，恰好中和，溶液成分為CH3COONa，由質(zhì)子守恒得c（OH-）=c

（H+）+c（CH3COOH），D項(xiàng)錯(cuò)誤。