電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小比較與計算的解題策略

安徽 代海峰

電解質(zhì)溶液中粒子濃度大小比較與計算的解題策略

安徽 代海峰

當(dāng)前，粒子濃度大小計算的考題不斷推陳出新，考生解題常感到棘手，究其原因是相關(guān)基礎(chǔ)知識和基本技能掌握不到位，導(dǎo)致不能綜合應(yīng)用，如對水溶液中微觀化學(xué)過程定量認(rèn)識的缺乏、對相關(guān)守恒規(guī)律的理解不透徹、對溶液酸堿性的實質(zhì)把握不到位等。筆者認(rèn)為在“雙基”過硬的基礎(chǔ)上借助定量計算分析不僅有利于問題解決，而且有利于把握問題的本質(zhì)，掌握一些計算方法對粒子濃度大小比較會起到事半功倍的效果。

1．借助電離度進(jìn)行計算

電離度α是電離平衡時弱電解質(zhì)的電離百分率，如果α≤5%，此時酸電離出的H＋濃度遠(yuǎn)大于H2O電離出的H＋濃度，可忽略水的電離。以c mol·L－1CH3COOH為例，下式中α指電離度，列出“三段式”計算模式：

2．借助平衡常數(shù)進(jìn)行計算

平衡常數(shù)有助理解電離、水解的強弱及主次規(guī)律，增強學(xué)生對溶液酸堿性的理性認(rèn)識，借助電離常數(shù)可計算弱酸溶液中粒子濃度大小。多元弱酸溶液中同時存在幾個平衡，如H2S水溶液中，有H2O的電離、H2S的一級電離和二級電離平衡。體系中同時存在未電離的H2S以及HS－、S2－、H＋和OH－。H＋有三個來源，由于酸性溶液中H2O的電離程度大大減小，由H2O電離產(chǎn)生的H＋可忽略不計，又因二級電離比一級電離困難得多，因此，溶液中的H＋主要是由一級電離產(chǎn)生的，計算時可作近似處理。但溶液中的H＋濃度只有一個，它必須同時滿足上述三個平衡關(guān)系式的要求。

例2 室溫下，飽和H2S水溶液中，c（H2S）＝0．1mol·L－1，求該溶液中的H＋、HS－和S2－濃度。

設(shè)溶液中H＋濃度為x

平衡濃度／mol·L－10．1－x x x

由于第二步電離非常小，可認(rèn)為c（H＋）≈c（HS－），得c（S2－）＝K2＝1．2×10－15mol·L－1。

例3 計算0．1mol·L－1Na2CO3溶液的pH。

Kh1Kh2，當(dāng)一元弱酸強堿鹽處理，設(shè)溶液中OH－濃度為x

平衡濃度／mol·L－10．1－xxx

另外，溶度積常數(shù)也可用于比較或計算粒子濃度大小。需要提醒的是，對于同類型的化合物如AgCl、AgBr、AgI，Ksp表示式相似，Ksp越小，對應(yīng)難溶電解質(zhì)的溶解度就越小，但不同類型的化合物如AgCl與Ag2CrO4，就不能直接從Ksp比較它們?nèi)芙舛鹊拇笮　?/p>

例4 比較AgCl、Ag2CrO4飽和溶液中Ag＋濃度大小。

解析：設(shè)AgCl、Ag2CrO4飽和溶液中Ag＋濃度大小分別為xmol·L－1，ymol·L－1

Ksp（Ag2CrO4）＜Ksp（AgCl），而經(jīng)過計算可知飽和溶液中Ag＋濃度Ag2CrO4＞AgCl。

3．借助守恒規(guī)律進(jìn)行計算

電解質(zhì)溶液中存在物料守恒、電荷守恒、質(zhì)子守恒3個守恒規(guī)律，它們是考查的重點，同時也是難點，在3個守恒規(guī)律基礎(chǔ)上進(jìn)行數(shù)學(xué)運算也是考查方式之一，如“0．2mol·L－1某一元弱酸HA溶液和0．1mol·L－1NaOH溶液等體積混合后的溶液：2c（OH－）＋c（A－）＝2c（H＋）＋c（HA）”屬高頻熱點，混合時HA與NaOH發(fā)生中和反應(yīng)，則混合液溶質(zhì)為濃度相等的HA和NaA，電荷守恒、物料守恒依次為c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（A－） ①、c（A－）＋c（HA）＝2c（Na＋） ②，進(jìn)行①×2＋②處理即可求解。

例5 （1）常溫下，pH相等的氨水、NaOH溶液，比較c（Na＋）、c（NH＋4）的大小關(guān)系。

（2）已知HF的酸性比HCN的酸性強，現(xiàn)有相同溫度下物質(zhì)的量濃度相同的NaF和NaCN兩種溶液，試比較兩份溶液中離子總濃度的大小關(guān)系。

解析：上述問題均可以借助電荷守恒巧妙解決。（1）氨水、NaOH溶液電荷守恒依次為c（H＋）1＋c（NH＋4）＝c（OH－）1、c（H＋）2＋c（Na＋）＝c（OH－）2，由于常溫下c（H＋）·c（OH－）＝Kw為一定值，pH相等的兩份溶液c（H＋）1＝c（H＋）2、c（OH－）1＝c（OH－）2，則可推知c（NH＋4）＝c（Na＋）。（2）一元弱酸鹽NaA溶液電荷守恒為c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋c（A－），則NaA溶液離子總濃度為c（H＋）＋c（Na＋）＋c（OH－）＋c（A－）＝2c（H＋）＋2c（Na＋），NaF和NaCN物質(zhì)的量濃度相同，則兩者c（Na＋）相等，所以兩份溶液中離子總濃度的大小取決于c（H＋），根據(jù)越弱越水解，HF的酸性比HCN的酸性強，CN－水解程度比F－大，則NaCN中c（H＋）比NaF中c（H＋）小，所以NaF溶液中離子總濃度大于NaCN溶液中離子總濃度。

解題策略

1．掌握正確的解題思路

粒子濃度大小問題的解決一般遵循：基于兩個核心理論，即強弱電解質(zhì)的電離理論、鹽類的水解平衡理論；緊扣3個守恒規(guī)律，即電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒；遵循一般思維流程，即寫出動態(tài)平衡表達(dá)式→確定溶液中粒子種類→結(jié)合題給信息，尤其挖掘隱含信息，明確“電離”“水解”主次關(guān)系→解決相關(guān)“等式”“不等式”。需要說明的是，解題時應(yīng)注重將復(fù)雜問題合理分解，對典型題一題多解訓(xùn)練思維品質(zhì)，通過多題一法領(lǐng)悟解決問題的方法和訣竅，實現(xiàn)知識的系統(tǒng)化、方法的規(guī)律化，在把握雙基的基礎(chǔ)上達(dá)成綜合應(yīng)用。

2．注重難點的靈活突破

針對粒子濃度大小計算的難點問題，應(yīng)注重解題指導(dǎo)，以解決問題為目的，從不同角度對問題進(jìn)行分析解決。借助平衡轉(zhuǎn)化、守恒規(guī)律、電離常數(shù)等定量化思維的方法各有優(yōu)越性，平衡轉(zhuǎn)化、守恒關(guān)系比較符合學(xué)生的知識結(jié)構(gòu)和認(rèn)知特點；而平衡常數(shù)可降低學(xué)生抽象思維的難度，它是理解水溶液平衡體系的重要工具，拓展一些解題思路。值得一提的是，酸式鹽、弱酸（堿）及其鹽的混合液是考查的重點和難點，筆者建議在教學(xué)中可借助平衡常數(shù)幫助學(xué)生定量化理解粒子濃度的大小關(guān)系，充分發(fā)揮其應(yīng)有的價值和功能，有助于難點突破。

綜上所述，將化學(xué)基本原理與數(shù)學(xué)方法合理融合探討水溶液中的平衡體系，多角度解決粒子濃度大小的難點問題，有助講透一些化學(xué)事實，也有助于培養(yǎng)學(xué)生化學(xué)學(xué)習(xí)的興趣。

（作者單位：安徽省太和一中）