溶液粒子濃度大小比較的解題策略

　　摘要：源于高考試題中粒子濃度大小的一則案例，對新課標下粒子濃度大小問題進行難點突破，并在此基礎上歸納學習和應試策略。
　　關鍵詞：粒子濃度大小；解題策略；高考化學題
　　文章編號：1005–6629(2012)7–0072–03 中圖分類號：G633.8 文獻標識碼：B
　　1 引言
　　當前，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，究其原因是相關基礎知識和基本技能掌握不到位，導致不能綜合應用，如對水溶液中微觀化學過程定量認識的缺乏、對相關守恒規律的理解不透徹、對溶液酸堿性的實質把握不到位，等等。筆者認為在“雙基”過硬的基礎上借助定量化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，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。
　　2 計算方法
　　2.1 借助電離度進行計算
　　水溶液中的化學平衡仍可借助化學平衡計算模式進行分析，以c mol·L-1 HA（一元弱酸）為例，除了極稀的水溶液外，水的電離一般可以忽略不計，下式中α指電離度，列出“三步走”計算模式：
　　HA A-+H+
　　開始濃度/mol·L-1 c 0 0
　　轉化濃度/mol·L-1 cα cα cα
　　平衡濃度/mol·L-1 c-cα cα cα
　　例1 （2011年全國卷）將0.1 mol·L-1 HF溶液加水稀釋，討論 變化趨勢。
　　解析：0.1 mol·L-1 HF溶液加水不斷稀釋過程中，
　　c(H+)、c(F-)、c(HF)濃度均減小，溫度一定時，c(H+)·c(OH-)=Kw為定值，因此c(OH-)反而增大， 的變化趨勢可進行計算分析， = ×100 %=×100 %，在稀釋過程中，弱電解質的濃度越小，電離度α越大，因此 增大。
　　引言中案例可根據平衡轉化解決。假設某一混合溶液中CH3COOH、CH3COONa初始濃度分別為x mol·L-1、y mol·L-1，含相同物質的量濃度的CH3COOH和CH3COONa的混合液呈酸性，即x=y時pH＜7，則可推知pH=7隱含說明x＜y，即混合溶液中CH3COOH的初始濃度小于CH3COONa的初始濃度。
　　混合液中存在的電離和水解的平衡轉化關系為H2O H++OH-轉化/mol·L-1 c’ c’ CH3COOH CH3COO-+H+轉化/mol·L-1 xα1 xα1 xα1 CH3COO-+H2O CH3COOH+OH-
　　轉化/mol·L-1 yα2 yα2 yα2
　　欲使混合液pH=7，CH3COOH電離的量與CH3COO-水解的量正好抵消，即xα1=yα2。建立平衡后，c(Na+)= y mol·L-1；c(CH3COOH)=(x-xα1+yα2) mol·L-1=x mol·L-1；c(CH3COO-)=(y+xα1-yα2) mol·L-1=y mol·L-1。顯然，CH3COO-、CH3COOH均保持初始濃度，則混合液中c(CH3COO-)＞c(CH3COOH)。
　　2.2 借助守恒規律進行計算
　　電解質溶液中存在物料守恒、電荷守恒、質子守恒3個守恒規律，它們是考查的重點，同時也是難點，在3個守恒規律基礎上進行數學運算也是考查方式之一，例如“0.2 mol·L-1某一元弱酸HA溶液和0.1 mol·L-1 NaOH溶液等體積混合后的溶液：2ce9058de5d4ac3722f94550b025a7247027af4060dcc13d7d51c472a74e55ed32(OH-)+c(A-)=2c(H+)+ c(HA)”屬高頻熱點，混合時HA與NaOH發生中和反應，則混合液溶質為濃度相等的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，進行①×2+②處理即可求解。
　　例2 （1）常溫下，pH相等的氨水、NaOH溶液，討論c(Na+)、c(NH4+)的大小關系。
　　（2）已知HF的酸性比HCN的酸性強，現有相同溫度下物質的量濃度相同的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(NH4+)= c(OH-)1、c(H+)2+c(Na+)=c(OH-)2，由于常溫下c(H+)·c(OH-)=Kw為定值，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(NH4+)=c(Na+)。（2）一元弱酸鹽NaA溶液電荷守恒為c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)，則NaA溶液離子總濃度為c(Na+)+c(H+)+c(OH-)+c(A-)= 2[c(Na+)+c(H+)]，NaF與NaCN物質的量濃度相等，則兩者c(Na+)相等，所以，兩份溶液中離子總濃度大小取決于c(H+)。根據越弱越水解，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。
　　引言中案例也可根據電解質溶液中的守恒規律解決。假設某一混合溶液中CH3COOH、CH3COONa初始濃度為x mol·L-1、y mol·L-1，據電荷守恒c(CH3COO-)+ c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，常溫下pH=7，則c(H+)=c(OH-)，結合上述等式可知c(CH3COO-)=c(Na+) =y mol·L-1；據物料守恒，混合液中c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=(x+y) mol·L-1，由于c(CH3COO-)=y mol·L-1，則c(CH3COOH)= x mol·L-1，顯然，根據守恒規律也可推知CH3COO-、CH3COOH均保持初始濃度，混合液中c(CH3COOH)＜c(CH3COO-)；結論同上述分析。
　　2.3 借助平衡常數進行計算
　　新教材在選修模塊《化學反應原理》中，增添了“平衡常數”這一知識點，進一步將電解質溶液理論由定性提升到定量水平，平衡常數的考查倍受命題專家的親睞和關注。弱電解質的電離、鹽類的水解及難溶電解質的溶解對應的平衡常數分別為電離常數、水解常數及溶度積常數，它們實質相同，研究對象不同而已，對粒子濃度大小問題的解決更加方便、清晰。前文討論了將濃度為0.1 mol·L-1 HF溶液加水不斷稀釋 的變化趨勢，HF加水不斷稀釋過程中，c(F-)減小，溫度一定時，電離常數Ka= 為定值，所以， 增大。
　　引言中案例亦可根據平衡常數解決。CH3COOH的電離平衡常數為Ka= =1.75×10-5，題給混合液pH=7，因此c(H+)=10-7 mol·L-1，將c(H+)代入電離平衡常數表達式中， =1.75×1