例說電解質(zhì)溶液中微粒濃度比值變化的判斷方法

◇ 山東 李文錦 劉 影

電解質(zhì)溶液中微粒濃度比值變化的判斷在高考中經(jīng)常出現(xiàn)，主要考查影響電離平衡和水解平衡的因素.此類試題常在選擇題中出現(xiàn)，填空題中偶爾也會考查.筆者結(jié)合多年的教學實踐進行總結(jié)歸納.

1 利用影響電離平衡、水解平衡的因素直接判斷

影響電離平衡、水解平衡的因素見表1.

表1

例1常溫下，下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是( ).

A.向0.1mol·L－1的弱酸HA 溶液中加大量水稀釋后，溶液中不變

B.向0.1 mol·L－1HF 溶液中加入少量的NaF晶體，減小

C.將CH3COONa溶液從20℃升溫至30℃，溶液中減小

D.向NH4Cl溶液中加入少量等濃度的稀鹽酸，則的值減小

分析本題考查的是電離平衡、水解平衡受外界條件的影響，解題時要把電離平衡或水解平衡的離子方程式寫好，根據(jù)外界條件變化影響平衡移動，判斷離子濃度比值變化.HA 是弱電解質(zhì)，存在電離平衡：HA?H＋＋A－，向0.1mol·L－1HA 溶液中加水稀釋促進電離，n(H＋)增大，n(HA)減小，故增大，選項A 錯誤；HF 溶液中存在電離平衡一定溫度下，加入少量的NaF 晶體，平衡向左移動，c(H＋)減小增大，選項B 錯誤；CH3COONa溶液中存在 水 解 平 衡：＋OH－，升高溫度，平衡向右移動，溶液中減小，選項C 正確；NH4Cl溶液中存在水解平衡：H＋，加入少量等濃度的稀鹽酸，c(H＋)增大，平衡向左移動，則的值增大，選項D 錯誤.

2 結(jié)合弱電解質(zhì)的電離常數(shù)或水解常數(shù)判斷

電離常數(shù)和水解常數(shù)只受溫度影響，與溶液的濃度無關(guān)，利用這一點，如果在離子濃度比值不確定時，就可以結(jié)合電離平衡或水解平衡，作適當?shù)淖兓M行比較.

例2常溫下，下列有關(guān)電解質(zhì)溶液的說法正確的是( ).

A.0.1 mol·L－1CH3COOH 溶液中加入少量CH3COONa晶體減小

B.向氨水中加入 NH4Cl 固體，溶液中增大

C.稀醋酸中加入冰醋酸，醋酸電離平衡向右移動，電離度增大

D.常溫下，向10mL0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中滴加相同濃度的氨水，在滴加過程中，將減小

分析在比較電解質(zhì)溶液中微粒濃度比值變化時，常會遇到分子、分母的濃度都增大或都減小的情況，這時就要注意借助電離常數(shù)或水解常數(shù)在溫度不變的情況下，它們的數(shù)值不變，再通過轉(zhuǎn)化關(guān)系進行判斷.向0.1mol·L－1CH3COOH 溶液中加入少量的CH3COONa晶體，c(CH3COO－)增大，醋酸的電離平衡受到抑制，溶液的酸性減弱，c(H＋)減小，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，因此增大，選項A 錯誤；向氨水中加入NH4Cl固體，溶液中

溫度不變，平衡常數(shù)不變，選項B錯誤；稀醋酸中加入冰醋酸，醋酸濃度增大，醋酸電離平衡向右移動，但電離度減小，選項C錯誤；溶液中

3 根據(jù)電解質(zhì)溶液中發(fā)生的化學反應(yīng)進行判斷

有的題目中涉及了化學反應(yīng)，這時就要看發(fā)生了怎樣的離子反應(yīng)，反應(yīng)物是什么，生成物是什么，再分析溶液中離子濃度比值變化.

例325℃時的電離常數(shù)Ka＝1×10－2mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應(yīng) 的 平 衡 常 數(shù)Kh＝mol·L－1.若 向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中將(填“增大”“減小”或“不變”).

分析計算電離常數(shù)一般按照電離常數(shù)表達式進行計算，因此要掌握電離常數(shù)表達式；在電解質(zhì)溶液中加入試劑，應(yīng)該明確發(fā)生了什么反應(yīng)，導致什么結(jié)果.對于電離方程式：，電離常數(shù)

加入I2，發(fā)生反應(yīng)：3H＋，然后發(fā)生反應(yīng)：，因此c(H2SO3)增大，c(HSO－3)減小，比值增大.

總之，判斷電解質(zhì)溶液中微粒濃度比值變化的情況，首先要掌握影響電離平衡和水解平衡的因素；其次根據(jù)電離平衡或水解平衡判斷平衡移動的方向，有時要把濃度比值轉(zhuǎn)化成物質(zhì)的量的比值判斷；在遇到比值變化不好判斷時，注意借助電離平衡常數(shù)或水解平衡常數(shù)表達式作適當?shù)奶幚恚蝗绻l(fā)生了化學反應(yīng)，還要明確反應(yīng)原理以及導致了什么結(jié)果.