抓住規律,掌握要點,理清溶液中離子濃度關系

查閱近幾年各地的高考題，發現電解質溶液中離子濃度大小比較問題是必定有的一種題型，在試卷中它多以選擇題的形式出現，而且題型穩定。之所以成為必考的知識點，主要原因是它能有效地考查學生對強弱電解質、電離平衡、水的電離、pH值、離子反應、鹽類水解等基本概念的掌握程度及對這些知識的綜合運用能力。加上這種題型非常靈活、綜合性較強，有較好的區分度，所以備受命題者的青睞，是高考的“熱點”之一。在今年廣州市一模考試中，這個題目的答對率是63%，屬于中等難度的題目，說明還是有不少學生并沒有掌握好這一考點。電解質溶液中離子濃度的相對大小的題目，概括起來有以下幾種類型:

(l)一種電解質溶液中各種離子濃度的相對大小比較;

(2)相同濃度的不同電解質溶液pH大小比較(實質上是H+或OH-的大小比較);

(3)兩種電解質溶液混合后各種離子濃度大小比較;

(4)一種電解質加入不同電解質溶液中比較溶液導電能力的大小(實際上是比較溶液中總離子濃度的大小);

(5)相同溶液中不同離子之間的等量關系。

要很好的解決以上幾種類型的題目，筆者認為要從以下幾個方面著手。

一、要明確一個原則

這個原則就是強酸、強堿、大多數鹽都是強電解質，在水中可完全電離，是不可逆的。而弱電解質的電離、可水解的鹽(強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽)所發生的水解(雙水解除外)都是可逆的、是微弱的。也就是說弱電解質電離所得到的離子或者水解鹽水解之后所得到的酸和堿都是少量的。

二、要理解二個平衡

這兩個平衡就是弱電解質的電離平衡和鹽類的水解平衡。對于電離平衡，前面的一個原則中已提到，它是不完全的、微弱的。這里特別要注意的就是不能忽略水的電離平衡。對于水解，要理解好它的規律，就是有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，誰強顯誰性。也要理解好影響鹽類水解的因素，特別是要弄清楚溫度、濃度、酸、堿、鹽等外界因素是如何影響鹽類水解的。利用二個平衡來考察的題目有很多，從近幾年的高考情況來看，主要有以下幾種情況:

1. 弱酸溶液中離子濃度的大小比較

例:0.1mol/L的H2S溶液中所存在離子的濃度由大到小的排列順序是。

解析:解此類題的關鍵是緊抓弱酸的電離平衡，在H2S溶液中有以下電離平衡:

H2S?葑H++HS-;HS-?葑H++S2-;H2O?葑H++OH-

已知多元弱酸的電離以第一步為主，第二步電離比第一步要弱得多，但兩步電離都產生H+，水電離也可產生H+，因此離子的濃度由大到小的排列順序是c(H+)>c(HS-)>c(S2-)>c(OH-)。

2. 能發生水解的鹽溶液中離子濃度大小比較

例:在Na2CO3溶液中各離子的濃度由大到小的排列順序是 ;

解析:在Na2CO3溶液中存在以下電離和平衡:

Na2CO3=2Na++CO32- ;

CO32-+H2O?葑HCO3-+OH-

HCO3-+H2O?葑H2 CO3+OH-

H2O?葑H++OH-

CO32-水解使溶液顯堿性，所以c(OH-)> c(H+)，由于CO32-少部分水解，則c(CO32-)> c(HCO3-)，HCO3-又發生第二步水解，則c(OH-)>c(HCO3-)，第二步水解比第一步水解弱得多，則c(HCO3-)與c(OH-)相差不大，但c(H+)比 c(OH-)小得多，因此c(HCO3-)> c(H+)，所以此題答案是:c(Na+)> c(CO32-)> c(OH-)> c(HCO3-)>c(H+)。

3. 兩種電解質溶液相混合時各離子濃度大小判斷

解此類題的關鍵是抓住兩溶液混合后生成的鹽的水解情況以及混合時弱電解質有無剩余，若有剩余，先考慮溶液的酸堿性，再考慮是以水解為主還是電離為主，主要有以下幾種情況:

⑴強酸與弱堿混合

例:相同濃度的氨水與鹽酸等體積混合，反應后所得溶液中各離子濃度由大到小的關系是;

解析:濃度、體積都相同的鹽酸與氨水混合，它們剛好完全反應，生成一種強酸弱堿鹽，NH4+水解后使溶液顯酸性，所以離子濃度大小關系是:c(Cl-)> c(NH4+)> c(H+) > c(OH-)

⑵強堿與弱酸混合

例:pH=X的氫氧化鈉溶液與pH=Y的醋酸溶液，已知X+Y=14，且Y<3。將上述兩溶液等體積混合后，所得溶液中各離子濃度由大到小的順序是;

解析:醋酸過量，溶液顯酸性，所以醋酸的電離程度大于CH3COO-的水解程度，正確的答案是:c(CH3COO-)> c(Na+) > c(H+)> c(OH-)

⑶強堿弱酸鹽與強酸混合

例:0.2mol/LCH3COONa與0.1mol/L的鹽酸等體積混合后，溶液中下列粒子的物質的量正確的是:

A. c(CH3COO-)= c(Cl-)= c(H+)> c(CH3COOH)

B. c(CH3COO-)=c(Cl-)>c(CH3COOH)

> c(H+)

C. c(CH3COO-)>c(Cl-)> c(H+)> c(CH3COOH)

D. c(CH3COO-)> c(Cl-)>c(CH3CO

OH) > c(H+)

解析:兩溶液混合后，發生以下反應: CH3COONa+HCl=NaCl+CH3COOH，又知CH3COONa過量，反應后溶液中CH3COONa、CH3COOH和NaCl物質的量相等，由于有酸生成，此時溶液顯酸性，CH3COOH的電離程度大于CH3COO-的水解程度，結合第一個原則，可知正確答案為D。

⑷強酸弱堿鹽與強堿反應

解析方法同⑶

綜合上述幾種情況，解此類題的關鍵是要正確判斷反應后是以弱酸根(或弱堿根)水解為主還是以弱酸(或弱堿)的電離為主，這要根據反應后溶液的酸堿性來定。不論是那一種情況，都要理解好電離和水解的原理，才能得出正確的答案。

4. 相同濃度不同電解質的pH值比較

例:濃度都為0.1mol/L的下列幾種溶液，①NaHSO4②CH3COOH ③Na2CO3 ④NaHCO3 ⑤CH3COONa ⑥NH4Cl，pH由小到大的順序是 ;

解析:這一類題實質上是比較C(H+)或C(OH-)的大小，考察的是影響鹽類水解的內界因素，就是“酸堿越弱越水解”。首先，①是一個強電解質，當中的H+完全電離顯強酸性;②是一種弱酸;⑥是因為NH4+水解使得溶液顯酸性，當兩者的濃度相同時，CH3COOH的電離程度要大于NH4+的水解程度。對于③④⑤，由于酸性CH3COOH>H2CO3>HCO3-，所以CH3COO-的水解程度最小，而CO32-的水解程度最大，所以pH由小到大的順序是①②⑥⑤④③。

三、要掌握好三個守恒

1. 電荷守恒

所謂電荷守恒，就是電解質溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數。在這個定律中，要注意兩點，一是溶液呈電中性這個關鍵詞，任何溶液總是呈電中性的，但不是說溶液一定就呈中性，溶液呈中性只是說明溶液中的C(H+)與C(OH-)相等。其二就是正負電何總數的表示方法，一般來說，電荷守恒是用離子的濃度或物質的量來表示電荷關系的，在表達時不僅要考慮離子的濃度或物質的量，還要考慮離子所帶的電荷。所以要正確掌握好電荷守恒，就一定要根據電離和水解，找出溶液中所有的陰陽離子。

2. 物料守恒

電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子的種類可能增多，但某些關鍵性的原子(既中心原子)總是守恒的。寫物料守恒這一關系式時，首先要根據電解質的化學式確定陰陽離子的等量關系，之后再考慮電離和水解，緊緊抓住原子守恒這一要點，問題就可迎刃而解了。

3. 質子守恒

質子守恒是指電解質溶液中的粒子電離出氫離子(H+)總數等于粒子接受的氫離子(H+)總數加上游離的氫離子(H+)數。或者理解為電解質溶液中分子或離子得到或失去的質子的物質的量應相等。可用下列圖示法來掌握質子守恒這一概念。

以Na2S水溶液為例，其質子轉移圖示如下:

得質子 基態物質 失質子

由上表可得質子守恒關系式為:c(H3O+)+c(HS-)+2c(H2S) =c(OH-)

或c(H+)+c(HS-)+2c(H2S) =c(OH-)

實際上，質子守恒也可以根據電荷守恒和物料守恒聯合求得。

電荷守恒:c(Na+)+c(H+)= c(OH-)+ c(HS-)+2c(S2-)①

物料守恒:c(Na+)= 2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S) ②

將②代入①式、化簡得:c(OH-)= c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)

總之，離子濃度大小問題由于其實用性強，能力要求高，又是中學教學的重點，歷年高考都有這類試題出現，相信在以后的高考中仍會成為考試的重點熱點問題。

責任編輯潘孟良