高三化學復習中對酸堿中和反應理解的誤區(qū)及防治對策

蔣臘梅（中華中學　江蘇南京　210019）

高三化學復習中對酸堿中和反應理解的誤區(qū)及防治對策

蔣臘梅
（中華中學江蘇南京210019）

摘要：文章以學生的易錯問題作為教學資源，探討高三化學復習中怎樣解決學生對酸堿中和反應理解的誤區(qū)。

關鍵詞：中和反應；強弱電解質(zhì)；水解平衡

中圖分類號：

文章編號：1008-0546（2015）04-0080-03G632．41

文獻標識碼：B

中和反應學生初三化學學習中就很熟悉。但是，在學習了弱電解質(zhì)的電離平衡、pH和鹽的水解平衡后，由于對弱電解質(zhì)的電離平衡、水解平衡、pH含義等理解不透徹，思考問題常常出現(xiàn)思維的盲點，導致分析具體酸堿反應時錯誤頻出。另外，試題中對酸堿反應情況的考察角度也不斷發(fā)生了變化，解決問題的思維層次要求進一步提高，以致使該部分內(nèi)容成為學生高三化學復習的一個分化點。常見的錯誤有以下三種情況。

一、對酸堿完全中和的判斷出錯

例1：等體積pH＝2的CH3COOH溶液和0．01mol／L 的CH3COOH溶液，分別與0．01mol／L的NaOH溶液反應時，需要NaOH溶液的體積的大小關系？

很多同學錯誤認為兩種酸的濃度是一樣的，與堿反應情況完全相同，所以要完全中和消耗的NaOH溶液的體積也一樣多。

錯因：對于弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子濃度和弱電解質(zhì)本身的濃度辨析不清，錯誤認為pH＝2的CH3COOH溶液和0．01mol／L的CH3COOH溶液沒有差別。

例2：室溫下，將pH＝9的NaOH溶液與pH＝4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH＝7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為_______。

考慮該中和反應時，學生考慮到硫酸是二元酸，將pH＝4的H2SO4溶液的氫離子濃度擴大兩倍來處理，得出20：1的錯誤結果。

錯因：沒有真正理解pH的含義。由pH得出的已經(jīng)是溶液氫離子濃度，與原來是幾元酸已經(jīng)無關。對于H2SO4這樣的強酸，這個濃度已是酸全部電離出來的氫離子，不能再乘以二。

二、中和反應后溶液中水解的離子辨析不清

例3：已知：常溫下，A酸的溶液pH＝a，B堿的溶液pH＝b。若A的化學式為HR，B的化學式為MOH，且a＋b＝14，兩者等體積混合后溶液顯堿性。則混合溶液中必定有一種離子能發(fā)生水解，該水解反應的離子方程式為______。

錯誤認為既然酸堿中和后溶液呈堿性，則生成的鹽是強堿弱酸鹽，發(fā)生水解的是酸根離子。

錯因：將酸堿中和知識與鹽類水解平衡知識發(fā)生混淆。中和反應后所得溶液的酸堿性要分兩種情況來討論，即酸堿完全中和和沒有完全中和。酸堿完全反應時，反應后溶液的酸堿性由所生成的鹽的性質(zhì)決定，溶液可能為酸性、中性或堿性。不完全中和時，不特別強調(diào)，一般酸過量顯酸性，堿過量顯堿性，當然，具體問題還要具體分析。上題中，換算后發(fā)現(xiàn)，混合前酸中的氫離子濃度和堿中的氫氧根離子濃度相等，若是強酸和強堿，則反應后是中性；若酸是弱的，堿是強的，中和后應該是酸過量很多，溶液是酸性的；現(xiàn)在反應后顯堿性，說明是酸是強的，堿是弱的，由于反應后剩余大量的堿而是溶液呈堿性。所以，此時發(fā)生水解的是鹽中的金屬離子。

三、中和后溶液中離子濃度大小不會比較

例4：已知某溫度下CH3COOH的電離常數(shù)K＝1．6×10－5。該溫度下向20 mL 0．01 mol／L CH3COOH溶液中逐滴加入0．01 mol／L KOH溶液，其pH變化曲線如圖所示（忽略溫度變化）。

b點溶液中離子濃度大小順序可能為_______。

大部分學生知道，b點時溶液中c（H＋）＞c（OH－），

從而得出溶液中離子濃度大小為：c（CH3COO－）＞c（K＋）＞c（H＋）＞c（OH－）。

錯因：根源還出在對0．01 mol／L KOH溶液逐滴加入20 mL 0．01 mol／L CH3COOH溶液中中和反應的認識上。b點時，由于滴加KOH溶液的體積未知，因此，溶液中的c（K＋）與c（H＋）相對大小不定，所以b點有3種可能情況：

c（CH3COO－）＞c（H＋）＞c（K＋）＞c（OH－）；

c（CH3COO－）＞c（H＋）＝c（K＋）＞c（OH－）；

c（CH3COO－）＞c（K＋）＞c（H＋）＞c（OH－）。

例5：常溫下，用0．100 0 mol／L NaOH溶液分別滴定20．00 mL 0．100 0 mol／L鹽酸和20．00 mL 0．100 0 mol／L醋酸溶液，得到2條滴定曲線，如圖所示。

若以HA表示酸，下列說法正確的是（）

A．滴定鹽酸的曲線是圖2

B．達到B、D狀態(tài)時，兩溶液中離子濃度均為c（Na＋）＝c（A－）

C．達到B、E狀態(tài)時，反應消耗的n（CH3COOH）＞n（HCl）

D．當0 mL＜V（NaOH）＜20．00 mL時，對應混合溶液中各離子濃度由大到小的順序均為c（A－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH－）

解析：選B。0．100 0 mol／L的醋酸的pH＞1，故圖2是滴定醋酸的曲線，A錯；在B、D狀態(tài)時，pH＝7，c（H＋）＝c（OH－），根據(jù)電荷守恒，c（Na＋）＝c（A－），B正確；B點和E點滴入的NaOH都是a ml，此時鹽酸恰好pH＝7，說明完全反應，由于CH3COOH完全反應時所需NaOH溶液與鹽酸一樣多，故NaOH和CH3COOH恰好完全反應，此時消耗的n（HCl）＝n（CH3COOH），C項錯；當V（NaOH）接近20．00 mL時，CH3COOH幾乎完全反應，溶液可能顯堿性，c（OH－）＞c（H＋），故D項錯。

仔細研究會發(fā)現(xiàn)，貌似不一樣的錯誤，但是根源都出在對弱電解質(zhì)的電離平衡、pH的含義和鹽類水解平衡的理解不透徹上，以致在解決問題時思維發(fā)生混亂。從以下幾個方面入手：

首先，理清離子濃度與溶質(zhì)本身的濃度間的關系是關鍵。對于弱電解質(zhì)來說，弱電解質(zhì)本身的濃度和由它產(chǎn)生的離子濃度間差異很大，復習時一定要讓學生理解這一點。由于教材中該知識點是通過對概念的定性描述來說明兩者間的關系的，往往不易認識到位?？梢越o學生一個大致的量化的概念，讓他們按照一般弱電解質(zhì)的電離為百分之一來考慮。這樣，大致可以知道弱電解質(zhì)電離出的離子濃度僅是弱電解質(zhì)本身濃度的百分之一。具體來說，如pH＝2的溶液中，氫離子濃度是10－2mol／L，但這僅僅是百分之一的CH3COOH電離產(chǎn)生的，還有百分之九十九的分子沒有電離，所以的CH3COOH濃度比氫離子濃度大很多，即c（CH3COOH）＞＞10－2mol／L。該溶液與堿發(fā)生反應時的情況與等體積的0．01mol／L的CH3COOH溶液與堿反應時消耗的堿的體積是不一樣的。

其次，理性分析酸堿反應的本質(zhì)。我們知道，酸和堿反應的本質(zhì)是酸電離的氫離子和堿電離的氫氧根離子反應：H＋＋OH－=H2O。對于酸堿反應本質(zhì)的理解，強酸和強堿反應的情況很容易判斷。但是，一旦其中有一種是弱電解質(zhì)的情況，經(jīng)常出現(xiàn)錯誤。如CH3COOH和NaOH溶液的反應，消耗NaOH的能力不是由開始時CH3COOH溶液中的氫離子濃度決定的，因為隨著反應的進行，原來沒有電離的CH3COOH分子又會電離提供氫離子和堿反應，溶液能中和的NaOH的量與溶液中總共n（CH3COOH）相關。自然，等體積的pH＝2的CH3COOH溶液和0．01mol／L的CH3COOH溶液中含有的n（CH3COOH）不一樣，完全中和需要的n（NaOH）不同，前者比后者要大很多。反之，若加入等體積的0．01mol／L NaOH溶液，則pH＝2 的CH3COOH溶液中的酸會過量很多，反應不完全，反應后是醋酸鈉和大量醋酸的混合溶液，顯酸性；而與0．01mol／LCH3COOH剛好完全反應，反應后僅是醋酸鈉溶液，由于醋酸根離子水解使溶液顯堿性。

再者，合理歸納、總結，提升問題解決的本質(zhì)?？蓪⑾嚓P典型問題進行歸納、辨析，然后對比提升，由具體到抽象，掌握反應的一般規(guī)律，從而徹底學會解決該部分問題的思路和方法。

典型問題一：室溫時，將濃度和體積分別為c1、V1的NaOH溶液和c2、V2的CH3COOH溶液相混合，下列關于該混合溶液的敘述錯誤的是（）

A．若pH＞7，則一定是c1V1＝c2V2

B．在任何情況下都是c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）

C．當pH＝7時，若V1＝V2，則一定是c2＞c1

D．若V1＝V2，c2＝c1，則c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）

＝c（Na＋）

解答本題應注意以下兩點：

（1）首先要判斷發(fā)生反應后溶液的成分；

（2）兩種物質(zhì)的相對量不同決定了反應后溶液的pH。

解析：選A。c1V1＝c2V2時，NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應，生成的CH3COONa為強堿弱酸鹽，水解呈堿性，c1V1＞c2V2時，NaOH溶液過量也使溶液呈堿性，A項錯誤；無論二者恰好完全反應還是其中一種物質(zhì)過量，溶液中只有Na＋、H＋、CH3COO－、OH－四種離子，由電荷守恒可知c（Na＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－），B項正確；NaOH溶液和CH3COOH溶液恰好完全反應時溶液呈堿性，只有CH3COOH溶液稍過量，中和后溶液pH＝7，若V1＝V2，則一定是c2＞c1，C項正確；若V1＝V2，c2＝c1，則二者恰好完全反應，由物料守恒可知c（CH3COO－）＋c（CH3COOH）＝c（Na＋），D項正確。

典型問題二：pH＝2的CH3COOH溶液，體積為VamL，加入pH＝12的NaOH溶液VbmL，若完全反應，Va和Vb關系是什么？完全反應后溶液的pH__ 7（填＞、＜、＝）。若Va＝Vb，分析反應的情況。

變式訓練：0．01mol／LHCl溶液和0．01mol／L NH3· H2O溶液反應呢？

pH＝2的HCl溶液和pH＝12的NH3·H2O溶液反應呢？

最后，要將同類知識的相關問題融會貫通，優(yōu)化思維品質(zhì)。與該部分理論知識緊密相關的還有金屬與酸的反應問題，考察的也是對若電解質(zhì)電力平衡的理解。如：

（1）將等質(zhì)量的Zn粉分別投入：a：10 mL 0．1 mol·L－1HCl和b：10 mL 0．1 mol·L－1醋酸中。（填“＞”、“＝”或“＜”）

①若Zn不足量，則反應速率a___ b，

②若Zn過量，產(chǎn)生H2的量a__ b。

（2）將等質(zhì)量的Zn粉分別投入pH＝1，體積均為10 mL的a：鹽酸；b：醋酸中。

①若Zn不足量，則起始反應速率a___ b，

②若Zn過量，產(chǎn)生H2的量a___ b。

解析：（1）①因為鹽酸是強酸，而醋酸是弱酸，鹽酸中的c（H＋）遠遠大于醋酸的c（H＋），故鹽酸反應速率較大；②雖然一強一弱，但最終電離出的n（H＋）相同，當鋅足量時，產(chǎn)生的H2的量相同；（2）pH相同意味著c（H＋）相同，故起始反應速率相同；鹽酸和醋酸，由于一強一弱，醋酸的濃度要遠遠大于鹽酸的濃度，在相同體積的情況下，醋酸的物質(zhì)的量遠遠大于鹽酸，故產(chǎn)生H2的量醋酸大于鹽酸。解決問題的關鍵還在于對弱電解質(zhì)的電離平衡的認識要深刻、準確。

doi：10.3969／j．issn．1008－0546．2015．04．030