酸堿中和型離子濃度關(guān)系的考查方式

鄒晨光

近幾年理綜化學(xué)題型相對穩(wěn)定，但對學(xué)生能力的要求越來越高，主要側(cè)重于學(xué)生運用所學(xué)知識去解決實際問題。溶液中的離子平衡是歷年、歷次考試的重點、難點問題，它要求學(xué)生有很強的分析解決問題的能力。

酸堿中和是中學(xué)階段的重要反應(yīng)類型，它包括了強酸與強堿、強酸與弱堿、弱酸與強堿、弱酸與弱堿等類型；在定量關(guān)系上既有恰好完全反應(yīng)型，又包括了過量問題的分析。該部分在考查溶液組成、溶液酸堿性等方面有非常重要的意義。

一、酸、堿中和型反應(yīng)關(guān)系解讀

由圖1可以看出，解決酸堿反應(yīng)問題，關(guān)鍵是正確判斷二者的定量反應(yīng)關(guān)系，進而去確定溶液溶質(zhì)的組成。由溶液的組成可以判斷酸堿性、離子轉(zhuǎn)化關(guān)系、離子平衡關(guān)系等。

二、幾種常見的載體考查

1.常見弱電解質(zhì)的電離平衡關(guān)系

（1）弱電解質(zhì)的電離是微弱的，電離產(chǎn)生的微粒都非常少，同時還要考慮水的電離，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH+4、OH-濃度的大小關(guān)系是

c（NH3·H2O）>c（OH-）>c（NH+4）。

（2）多元弱酸的電離是分步進行的，其主要是第一級電離（第一步電離程度遠大于第二步電離）。如在H2S溶液中：H2S、HS-、S2-、H+的濃度大小關(guān)系是c（H2S）>c（H+）>c（HS-）>c（S2-）。

2.常見鹽的水解平衡關(guān)系

（1）弱電解質(zhì)離子的水解損失是微量的（雙水解除外），但由于水的電離，故水解后酸性溶液中c（H+）或堿性溶液中c（OH-）總是大于水解產(chǎn)生的弱電解質(zhì)溶液的濃度。如NH4Cl溶液中：NH+4、Cl-、NH3·H2O的濃度大小關(guān)系是c（Cl-）>c（NH+4）>c（NH3·H2O）。

（2）多元弱酸酸根離子的水解是分步進行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO2-3、HCO-3、H2CO3的濃度大小關(guān)系應(yīng)是c（CO2-3）>c（HCO-3）>c（H2CO3）。

3.三大守恒的定量關(guān)系

（1）電荷守恒規(guī)律

電解質(zhì)溶液中，無論存在多少種離子，溶液都是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數(shù)一定等于陽離子所帶正電荷總數(shù)。如NaHCO3溶液中存在著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）物料守恒規(guī)律

電解質(zhì)溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但元素總是守恒的。如K2S溶液中S2-、HS-都能水解，故硫元素以S2-、HS-、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關(guān)系：

c（K+）=2c（S2-）+2c（HS-）+2c（H2S）

（3）質(zhì)子守恒規(guī)律

如Na2S水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移作用如圖2所示：

由圖2可得Na2S水溶液中質(zhì)子守恒式可表示：

c（H3O+）+2c（H2S）+c（HS-）=c（OH-）或c（H+）+2c（H2S）+c（HS-）=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。

三、?？挤绞疥U述與例證

1.利用選擇、填空直接判斷溶液的組成及離子濃度關(guān)系

例1（2016年高考四川卷）向1 L含0.01 mol NaAlO2和0.02 mol NaOH的溶液中緩慢通入二氧化碳，隨n（CO2）增大，先后發(fā)生三個不同的反應(yīng)，當0.01mol

2NaAlO2+CO2+2H2O2Al（OH）3↓+Na2CO3

下列對應(yīng)關(guān)系正確的是（）。

試題分析向含1 L 0.01 mol NaAlO2和0.02 mol NaOH的溶液中緩慢通入二氧化碳，首先進行的反應(yīng)為氫氧化鈉和二氧化碳反應(yīng)生成碳酸鈉和水， 0.02 mol NaOH消耗0.01 mol二氧化碳，生成0.01 mol碳酸鈉 ；然后偏鋁酸鈉和二氧化碳反應(yīng)生成氫氧化鋁和碳酸鈉，0.01 mol偏鋁酸鈉消耗0.005 mol二氧化碳，生成0.005mol碳酸鈉；再通入二氧化碳，二氧化碳和碳酸鈉生成碳酸氫鈉，消耗0.015 mol二氧化碳，生成0.03 mol碳酸氫鈉。A項，未通入二氧化碳時，根據(jù)溶液中的電荷守恒有

c（Na+）+c（H+） =c（AlO-2）+c（OH-），c（Na+）c（CO2-3） >c（OH-）>c（HCO-3），故錯誤；D項，當通入二氧化碳的量為0.03 mol時，溶液為碳酸鈉溶液，顯堿性，離子你的關(guān)系為c（Na+）>c（HCO-3）>c（OH-）>c（H+），故正確。

答案：D

2.依托于中和滴定的圖像進行考查

例220 ℃時向20 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液中不斷滴入0.1 mol·L-1 NaOH（aq），溶液pH變化如圖3所示。此過程中溶液中離子濃度的關(guān)系錯誤的是（）

A.a點：c（CH3COO-）>c（Na+）>c（H+）>

c（OH-）

B.b點：c（Na+）=c（CH3COO-）>c（H+）=c（OH-）

C.c點：c（H+）=c（CH3COOH）+c（OH-）

D.d點：c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>

c（H+）

解析a點為CH3COOH和CH3COONa等量混合，由于CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度，A項正確；b點溶液呈中性，正確；c點，正好生成CH3COONa溶液，c（OH-）=c（CH3COOH）+c（H+），錯誤；d點，CH3COONa與NaOH按2∶1混合，該關(guān)系式正確。

答案：C

3.依據(jù)溶液的酸堿性進行定性、定量計算

圖4例3室溫下，將50 mL的NaOH溶液分成兩等份，分別向其中滴加一元酸HA和一元酸HB的水溶液，已知兩種一元酸溶液的物質(zhì)的量濃度相等。表1是不同體積的HA溶液與NaOH溶液混合后所得溶液的pH，圖4則是HB溶液滴定NaOH溶液過程中pH的變化曲線。

請回答下列問題：

（1）通過對比確定HA與HB的酸性強弱：HAHB（填“>”、“<”或“=”），理由是。

（2）甲組混合溶液中所有離子的濃度由大到小的順序可能是（有幾種填幾種，可以不填滿，也可以補充）：

①；

②；

③。

（3）丁組實驗所得混合溶液中，c（A-）-c（Na+）=mol·L-1。

（4）若將該氫氧化鈉溶液分成兩等份，向一份中加入適量的水，向另一份中加入適量與該氫氧化鈉溶液等濃度的鹽酸，結(jié)果兩份氫氧化鈉溶液的pH都降低了1，則加入的水與鹽酸的體積比為（忽略溶液混合時的體積變化）。

解析（1）由于兩份氫氧化鈉溶液的體積均為25 mL，加入等濃度的兩種酸溶液使混合溶液的pH=7，消耗HA溶液16 mL，消耗HB溶液12 mL，顯然消耗HB少，故HB的酸性強。（2）由于HA一定是弱酸，根據(jù)表格中的數(shù)據(jù)，當加入16 mL HA溶液時，混合溶液的pH=7，此時HA肯定已過量。因此，如果加入14 mL HA溶液，此時混合溶液的pH>7，則酸堿可能恰好完全反應(yīng)，也可能HA稍過量，也可能HA不足，三種情況下溶液中的溶質(zhì)分別是NaA、NaA+HA、NaA+NaOH。故離子濃度的關(guān)系有兩種可能：c（Na+）>c（A-）>c（OH-）>c（H+）或c（Na+）>c（OH-）>c（A-）>c（H+）。（3）根據(jù)電荷守恒式可得：c（A-）-

c（Na+）=c（H+）-c（OH-）=（10-b-10b-14）mol·L-1。（4）設(shè)原氫氧化鈉溶液的pH=x，則溶液中c（OH-）=10x-14 mol·L-1。加入水，pH減小1個單位，則溶液的體積變?yōu)樵瓉淼?0倍，故V（水）=9×25 mL=225 mL。設(shè)加入鹽酸的體積為V，根據(jù)題意可知其中

c（H+）=10x-14 mol·L-1?；旌虾笕芤簆H=x-1，c（OH-）=10x-15 mol·L-1。故10x-4×25-10x-14V25+V=10x-15，解得V=22511mL。

綜上可得：V（水）∶V（HCl）=11∶1。

答案：（1）<中和等物質(zhì)的量的NaOH至中性，消耗等濃度的一元酸HB溶液的體積比HA溶液的體積??；

（2）①c（Na+）>c（A-）>c（OH-）>c（H+）。

②c（Na+）>c（OH-）>c（A-）>c（H+）；

（3）10-b-10b-14；

（4）11∶1。

（收稿日期：2016-07-15）