探究高考中對“溶液中粒子濃度比較”的考查

顧勇

電解質在溶液中的行為決定了溶液中各種粒子的濃度。在粒子濃度比較中，一般都是遵循著三大守恒，即電荷守恒、物料守恒（即原子數目守恒）和質子守恒。本文擬從電解質在溶液中的行為和運用三大守恒解決溶液中粒子濃度比較的分析兩個方面進行探究，愿該分析能對同仁對電解質溶液的復習起到一定的作用，并對學生的復習起到指導作用。

一、電解質在溶液中的行為

電解質分為酸、堿、鹽、金屬氧化物和水。所以電解質在溶液中的行為實際就是酸、堿和鹽分別在溶液中的行為。電解質按在溶液中的行為又可分為強電解質和弱電解質，即在溶液中能100%電離的電解質為強電解質，如強酸，強堿及絕大多數鹽，不能100%電離的電解質稱為弱電解質，如弱酸、弱堿及少部分鹽。酸，堿在溶液中的行為比較簡單，就是酸或堿的電離及其對水電離產生的抵制作用。但鹽在溶液中的行為就比較復雜，有些鹽在溶液中不水解，有些鹽在溶液中只有陽離子水解，有些鹽在溶液中只有陰離子水解，但也有些鹽的陰、陽離子都會發生水解；鹽中的酸式鹽，有些在溶液中會既電離，同時還存在水解。所以在高考中電解質在溶液中的行為的考查主角一直都是在溶液中行為比較復雜的鹽。在學習之初，我們將鹽又進行了更細致的分類，分為了不水解的強酸強堿鹽，還有陽離子水解的強酸弱堿鹽，陰離子水解的強堿弱酸鹽，還有陰、陽離子都水解的弱酸弱堿鹽。這樣我們可以分門別類地討論鹽的水解原理及水解的結果：陽離子水解生成H+，而使溶液呈酸性，陰離子水解生成OH-而使溶液呈堿性。但不管電解質在溶液中是電離還是水解，還是電離水解同時存在，總是會遵循著一定的規則，那就是只要溫度不變，無論是電離還是水解，都會存在一個平衡常數，且都不發生改變。

二、三大守恒在粒子濃度比較中的應用

1.三大守恒式的原理及表達式

電解質在溶液中的行為簡單地可分為兩類，一是電離，二是水解。但它們一定會遵循著三大守恒關系：電荷守恒（即溶液中陰離子所帶電荷與陽離子所帶電荷一定相等）、物料守恒（即原子數目守恒，即加入到水中的物質中的某種原子不管在水溶液中以何種形式存在，其原子數目一定等于加入水中的原子數）、質子守恒（即不管電解質溶于水發生什么樣的變化，是因電離而抑制水的電離，或是因水解而促進水的電離，水電離出的氫離子與水電離出的氫氧根離子一定是相等的）。

三大守恒從上述的文字描述中，可以歸納出其相應的表達式：

（1）電荷守恒式：

溶液中陰離子電荷總數與陽離子的電荷總數相等，即∑c（陰離子）×陰離子所帶電荷數=

∑c（陽離子）×陽離子所帶電荷數。例如：HF溶液中的離子有：H+、F-、OH-，所以HF溶液中的電荷守恒式：c（H+）=c（F-）+c（OH-）；再如NaF溶液中存在的離子為Na+、H+、F-、OH-，所以NaF溶液中的電荷守恒式：c（Na+）+c（H+）=

c（F-）+c（OH-）等等。書寫電荷守恒式的關鍵是要將溶液中的所有變化過程弄清楚，只有這樣才能列出所有的陰、陽離子，也才可能正確地寫出電荷守恒式。

（2）物料守恒式：

物料守恒式就是指溶液中的原子數目守恒，即向溶液中投入一種電解質其化學式中的兩種原子的比例關系，在溶于水形成溶液后，這種關系仍然存在，只不過是可能原子存在的形式發生改變。如將NaF投入溶液中，電解質發生了電離，其中F-還發生了水解，但是不管電解質在溶液中如何的變化，原子種類和原子數目是守恒的，即向溶液中投入的是NaF，不管如何變化，鈉原子與氟原子總是相等的。NaF溶于水后的溶液中存在的粒子有：Na+、F-、HF、OH-。這樣根據原子數目守恒即可寫出物料守恒式：c（Na+）=c（F-）+c（HF）。

（3）質子守恒式：

質子守恒式是指不管何種電解質，在溶液中發生何種變化，溶液中水電離出的氫離子與氫氧根離子都會一直相等。即c（H+，水）= c（OH-，水）。

如將NaF投入到水中，由于F-+H2OHF+OH-的存在，會促進水的電離，從而使得氫氧根離子濃度增大，但OH-都來自水的電離，而水電離出的H+也在增大，但由于F-與H+結合成了HF而使實際存在的H+反而減小了，但水電離出的H+與水電離出的OH-一定仍然相等，即可得質子守恒式：c（H+）+c（HF）=c（OH-）。

2.例析三大守恒式的應用

每年的高考中都會考查溶液中離子濃度的比較，特別是選擇題的最后兩道壓軸題一直就是化學平衡和溶液中粒子濃度的比較。一般來說，都是綜合考查三大守恒的應用，但也有只考查其中一種守恒的。下面舉兩例來說明一下三大守恒式的應用和高考中的考查。

例1已知同為0.1 mol/L的HF和HCN溶液，pH（HCN）>pH（HF）>1，則同濃度的NaF溶液中的陰離子濃度總和NaCN溶液中的陰離子濃度總和（填寫大于、小于或等于）。

解析本題考查的是弱酸強堿鹽在溶液中水解后的離子濃度比較，其實質是考查溶液中電荷守恒式的書寫和應用。由于0.1 mol/L的HF和HCN溶液，pH（HCN）>pH（HF）>1，所以可得HF的酸性強于氫氰酸，所以同濃度的NaCN溶液中鹽的水解的程度大于NaF溶液中鹽的水解的程度。有些同學由此就精略地得到了由于水解程度大，所以生成的OH-濃度就大，所以得到NaCN溶液中的陰離子的濃度總和一定大于NaF溶液中陰離子濃度總和的錯誤結論，主要是因為學生沒有去更深刻地理解水解，水解是通過促進水的電離來完成的，水電離的程度大了，OH-濃度增大是毫無疑問的，但是同時鹽的陰離子與H+的結合也在增多，即另一方面鹽的陰離子的濃度在減小，所以其加和的值不一定就大。而如果我們能用電荷守恒來進行判斷，該題就變得相當的簡單。寫出兩溶液的電荷守恒式：c（Na+）+c（H+）=c（F-）+c（OH-）、c（Na+）+c（H+）=c（CN-）+c（OH-），由于CN-的水解程度大，所以生成的OH-濃度大，而溶液中的氫離子濃度與氫氧根離子濃度的乘積是不變的，所以溶液中的氫離子濃度就減小，而兩溶液中的鈉離子濃度都是保持不變，這樣判斷陰離子濃度總和大小就實質轉化成了比較兩溶液中的氫離子濃度，所以可以得到NaF溶液中的陰離子濃度的總和大于同濃度的NaCN溶液中的陰離子濃度總和。

解析本題綜合考查三大守恒：A選項中由于溶液在W點時的c（CH3COOH）c（CH3COO-），所以當pH增大時，醋酸的濃度在減小，而醋酸根離子濃度在增大，A不正確；B選項中寫出的是溶液中的電荷守恒式，正確；C選項中把“0.1 mol·L-1”用題給的條件“c（CH3COOH）+c（CH3COO-）=0.1 mol·L-1”進行代換就得到了電荷守恒式，正確；D選項寫出的是一個錯誤的質子守恒式，可以用溶液中的電荷守恒式和物料守恒式來證明該式的錯誤：電荷守恒式為c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-）+c（Cl-），物料守恒式為2c（Na+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.1 mol·L-1，消去鈉離子，即可得到了正確的質子守恒式，D不正確。

答案：BC。

電解質在溶液中的行為歷來是高考中重點考查的知識點，在高考的復習中我們要首先強化電解質在溶液中的電離、水解及水的電離的方程式書寫，讓學生能正確弄清溶液中存在的粒子有哪些，然后才是強化三大守恒式的書寫，這樣就可以讓學生在高考中立于不敗之地。

（收稿日期：2014-01-17）

電解質在溶液中的行為決定了溶液中各種粒子的濃度。在粒子濃度比較中，一般都是遵循著三大守恒，即電荷守恒、物料守恒（即原子數目守恒）和質子守恒。本文擬從電解質在溶液中的行為和運用三大守恒解決溶液中粒子濃度比較的分析兩個方面進行探究，愿該分析能對同仁對電解質溶液的復習起到一定的作用，并對學生的復習起到指導作用。

一、電解質在溶液中的行為

電解質分為酸、堿、鹽、金屬氧化物和水。所以電解質在溶液中的行為實際就是酸、堿和鹽分別在溶液中的行為。電解質按在溶液中的行為又可分為強電解質和弱電解質，即在溶液中能100%電離的電解質為強電解質，如強酸，強堿及絕大多數鹽，不能100%電離的電解質稱為弱電解質，如弱酸、弱堿及少部分鹽。酸，堿在溶液中的行為比較簡單，就是酸或堿的電離及其對水電離產生的抵制作用。但鹽在溶液中的行為就比較復雜，有些鹽在溶液中不水解，有些鹽在溶液中只有陽離子水解，有些鹽在溶液中只有陰離子水解，但也有些鹽的陰、陽離子都會發生水解；鹽中的酸式鹽，有些在溶液中會既電離，同時還存在水解。所以在高考中電解質在溶液中的行為的考查主角一直都是在溶液中行為比較復雜的鹽。在學習之初，我們將鹽又進行了更細致的分類，分為了不水解的強酸強堿鹽，還有陽離子水解的強酸弱堿鹽，陰離子水解的強堿弱酸鹽，還有陰、陽離子都水解的弱酸弱堿鹽。這樣我們可以分門別類地討論鹽的水解原理及水解的結果：陽離子水解生成H+，而使溶液呈酸性，陰離子水解生成OH-而使溶液呈堿性。但不管電解質在溶液中是電離還是水解，還是電離水解同時存在，總是會遵循著一定的規則，那就是只要溫度不變，無論是電離還是水解，都會存在一個平衡常數，且都不發生改變。

二、三大守恒在粒子濃度比較中的應用

1.三大守恒式的原理及表達式

電解質在溶液中的行為簡單地可分為兩類，一是電離，二是水解。但它們一定會遵循著三大守恒關系：電荷守恒（即溶液中陰離子所帶電荷與陽離子所帶電荷一定相等）、物料守恒（即原子數目守恒，即加入到水中的物質中的某種原子不管在水溶液中以何種形式存在，其原子數目一定等于加入水中的原子數）、質子守恒（即不管電解質溶于水發生什么樣的變化，是因電離而抑制水的電離，或是因水解而促進水的電離，水電離出的氫離子與水電離出的氫氧根離子一定是相等的）。

三大守恒從上述的文字描述中，可以歸納出其相應的表達式：

（1）電荷守恒式：

溶液中陰離子電荷總數與陽離子的電荷總數相等，即∑c（陰離子）×陰離子所帶電荷數=

∑c（陽離子）×陽離子所帶電荷數。例如：HF溶液中的離子有：H+、F-、OH-，所以HF溶液中的電荷守恒式：c（H+）=c（F-）+c（OH-）；再如NaF溶液中存在的離子為Na+、H+、F-、OH-，所以NaF溶液中的電荷守恒式：c（Na+）+c（H+）=

c（F-）+c（OH-）等等。書寫電荷守恒式的關鍵是要將溶液中的所有變化過程弄清楚，只有這樣才能列出所有的陰、陽離子，也才可能正確地寫出電荷守恒式。

（2）物料守恒式：

物料守恒式就是指溶液中的原子數目守恒，即向溶液中投入一種電解質其化學式中的兩種原子的比例關系，在溶于水形成溶液后，這種關系仍然存在，只不過是可能原子存在的形式發生改變。如將NaF投入溶液中，電解質發生了電離，其中F-還發生了水解，但是不管電解質在溶液中如何的變化，原子種類和原子數目是守恒的，即向溶液中投入的是NaF，不管如何變化，鈉原子與氟原子總是相等的。NaF溶于水后的溶液中存在的粒子有：Na+、F-、HF、OH-。這樣根據原子數目守恒即可寫出物料守恒式：c（Na+）=c（F-）+c（HF）。

（3）質子守恒式：

質子守恒式是指不管何種電解質，在溶液中發生何種變化，溶液中水電離出的氫離子與氫氧根離子都會一直相等。即c（H+，水）= c（OH-，水）。

如將NaF投入到水中，由于F-+H2OHF+OH-的存在，會促進水的電離，從而使得氫氧根離子濃度增大，但OH-都來自水的電離，而水電離出的H+也在增大，但由于F-與H+結合成了HF而使實際存在的H+反而減小了，但水電離出的H+與水電離出的OH-一定仍然相等，即可得質子守恒式：c（H+）+c（HF）=c（OH-）。

2.例析三大守恒式的應用

每年的高考中都會考查溶液中離子濃度的比較，特別是選擇題的最后兩道壓軸題一直就是化學平衡和溶液中粒子濃度的比較。一般來說，都是綜合考查三大守恒的應用，但也有只考查其中一種守恒的。下面舉兩例來說明一下三大守恒式的應用和高考中的考查。

例1已知同為0.1 mol/L的HF和HCN溶液，pH（HCN）>pH（HF）>1，則同濃度的NaF溶液中的陰離子濃度總和NaCN溶液中的陰離子濃度總和（填寫大于、小于或等于）。

解析本題考查的是弱酸強堿鹽在溶液中水解后的離子濃度比較，其實質是考查溶液中電荷守恒式的書寫和應用。由于0.1 mol/L的HF和HCN溶液，pH（HCN）>pH（HF）>1，所以可得HF的酸性強于氫氰酸，所以同濃度的NaCN溶液中鹽的水解的程度大于NaF溶液中鹽的水解的程度。有些同學由此就精略地得到了由于水解程度大，所以生成的OH-濃度就大，所以得到NaCN溶液中的陰離子的濃度總和一定大于NaF溶液中陰離子濃度總和的錯誤結論，主要是因為學生沒有去更深刻地理解水解，水解是通過促進水的電離來完成的，水電離的程度大了，OH-濃度增大是毫無疑問的，但是同時鹽的陰離子與H+的結合也在增多，即另一方面鹽的陰離子的濃度在減小，所以其加和的值不一定就大。而如果我們能用電荷守恒來進行判斷，該題就變得相當的簡單。寫出兩溶液的電荷守恒式：c（Na+）+c（H+）=c（F-）+c（OH-）、c（Na+）+c（H+）=c（CN-）+c（OH-），由于CN-的水解程度大，所以生成的OH-濃度大，而溶液中的氫離子濃度與氫氧根離子濃度的乘積是不變的，所以溶液中的氫離子濃度就減小，而兩溶液中的鈉離子濃度都是保持不變，這樣判斷陰離子濃度總和大小就實質轉化成了比較兩溶液中的氫離子濃度，所以可以得到NaF溶液中的陰離子濃度的總和大于同濃度的NaCN溶液中的陰離子濃度總和。

解析本題綜合考查三大守恒：A選項中由于溶液在W點時的c（CH3COOH）c（CH3COO-），所以當pH增大時，醋酸的濃度在減小，而醋酸根離子濃度在增大，A不正確；B選項中寫出的是溶液中的電荷守恒式，正確；C選項中把“0.1 mol·L-1”用題給的條件“c（CH3COOH）+c（CH3COO-）=0.1 mol·L-1”進行代換就得到了電荷守恒式，正確；D選項寫出的是一個錯誤的質子守恒式，可以用溶液中的電荷守恒式和物料守恒式來證明該式的錯誤：電荷守恒式為c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-）+c（Cl-），物料守恒式為2c（Na+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.1 mol·L-1，消去鈉離子，即可得到了正確的質子守恒式，D不正確。

答案：BC。

電解質在溶液中的行為歷來是高考中重點考查的知識點，在高考的復習中我們要首先強化電解質在溶液中的電離、水解及水的電離的方程式書寫，讓學生能正確弄清溶液中存在的粒子有哪些，然后才是強化三大守恒式的書寫，這樣就可以讓學生在高考中立于不敗之地。

（收稿日期：2014-01-17）

電解質在溶液中的行為決定了溶液中各種粒子的濃度。在粒子濃度比較中，一般都是遵循著三大守恒，即電荷守恒、物料守恒（即原子數目守恒）和質子守恒。本文擬從電解質在溶液中的行為和運用三大守恒解決溶液中粒子濃度比較的分析兩個方面進行探究，愿該分析能對同仁對電解質溶液的復習起到一定的作用，并對學生的復習起到指導作用。

一、電解質在溶液中的行為

電解質分為酸、堿、鹽、金屬氧化物和水。所以電解質在溶液中的行為實際就是酸、堿和鹽分別在溶液中的行為。電解質按在溶液中的行為又可分為強電解質和弱電解質，即在溶液中能100%電離的電解質為強電解質，如強酸，強堿及絕大多數鹽，不能100%電離的電解質稱為弱電解質，如弱酸、弱堿及少部分鹽。酸，堿在溶液中的行為比較簡單，就是酸或堿的電離及其對水電離產生的抵制作用。但鹽在溶液中的行為就比較復雜，有些鹽在溶液中不水解，有些鹽在溶液中只有陽離子水解，有些鹽在溶液中只有陰離子水解，但也有些鹽的陰、陽離子都會發生水解；鹽中的酸式鹽，有些在溶液中會既電離，同時還存在水解。所以在高考中電解質在溶液中的行為的考查主角一直都是在溶液中行為比較復雜的鹽。在學習之初，我們將鹽又進行了更細致的分類，分為了不水解的強酸強堿鹽，還有陽離子水解的強酸弱堿鹽，陰離子水解的強堿弱酸鹽，還有陰、陽離子都水解的弱酸弱堿鹽。這樣我們可以分門別類地討論鹽的水解原理及水解的結果：陽離子水解生成H+，而使溶液呈酸性，陰離子水解生成OH-而使溶液呈堿性。但不管電解質在溶液中是電離還是水解，還是電離水解同時存在，總是會遵循著一定的規則，那就是只要溫度不變，無論是電離還是水解，都會存在一個平衡常數，且都不發生改變。

二、三大守恒在粒子濃度比較中的應用

1.三大守恒式的原理及表達式

電解質在溶液中的行為簡單地可分為兩類，一是電離，二是水解。但它們一定會遵循著三大守恒關系：電荷守恒（即溶液中陰離子所帶電荷與陽離子所帶電荷一定相等）、物料守恒（即原子數目守恒，即加入到水中的物質中的某種原子不管在水溶液中以何種形式存在，其原子數目一定等于加入水中的原子數）、質子守恒（即不管電解質溶于水發生什么樣的變化，是因電離而抑制水的電離，或是因水解而促進水的電離，水電離出的氫離子與水電離出的氫氧根離子一定是相等的）。

三大守恒從上述的文字描述中，可以歸納出其相應的表達式：

（1）電荷守恒式：

溶液中陰離子電荷總數與陽離子的電荷總數相等，即∑c（陰離子）×陰離子所帶電荷數=

∑c（陽離子）×陽離子所帶電荷數。例如：HF溶液中的離子有：H+、F-、OH-，所以HF溶液中的電荷守恒式：c（H+）=c（F-）+c（OH-）；再如NaF溶液中存在的離子為Na+、H+、F-、OH-，所以NaF溶液中的電荷守恒式：c（Na+）+c（H+）=

c（F-）+c（OH-）等等。書寫電荷守恒式的關鍵是要將溶液中的所有變化過程弄清楚，只有這樣才能列出所有的陰、陽離子，也才可能正確地寫出電荷守恒式。

（2）物料守恒式：

物料守恒式就是指溶液中的原子數目守恒，即向溶液中投入一種電解質其化學式中的兩種原子的比例關系，在溶于水形成溶液后，這種關系仍然存在，只不過是可能原子存在的形式發生改變。如將NaF投入溶液中，電解質發生了電離，其中F-還發生了水解，但是不管電解質在溶液中如何的變化，原子種類和原子數目是守恒的，即向溶液中投入的是NaF，不管如何變化，鈉原子與氟原子總是相等的。NaF溶于水后的溶液中存在的粒子有：Na+、F-、HF、OH-。這樣根據原子數目守恒即可寫出物料守恒式：c（Na+）=c（F-）+c（HF）。

（3）質子守恒式：

質子守恒式是指不管何種電解質，在溶液中發生何種變化，溶液中水電離出的氫離子與氫氧根離子都會一直相等。即c（H+，水）= c（OH-，水）。

如將NaF投入到水中，由于F-+H2OHF+OH-的存在，會促進水的電離，從而使得氫氧根離子濃度增大，但OH-都來自水的電離，而水電離出的H+也在增大，但由于F-與H+結合成了HF而使實際存在的H+反而減小了，但水電離出的H+與水電離出的OH-一定仍然相等，即可得質子守恒式：c（H+）+c（HF）=c（OH-）。

2.例析三大守恒式的應用

每年的高考中都會考查溶液中離子濃度的比較，特別是選擇題的最后兩道壓軸題一直就是化學平衡和溶液中粒子濃度的比較。一般來說，都是綜合考查三大守恒的應用，但也有只考查其中一種守恒的。下面舉兩例來說明一下三大守恒式的應用和高考中的考查。

例1已知同為0.1 mol/L的HF和HCN溶液，pH（HCN）>pH（HF）>1，則同濃度的NaF溶液中的陰離子濃度總和NaCN溶液中的陰離子濃度總和（填寫大于、小于或等于）。

解析本題考查的是弱酸強堿鹽在溶液中水解后的離子濃度比較，其實質是考查溶液中電荷守恒式的書寫和應用。由于0.1 mol/L的HF和HCN溶液，pH（HCN）>pH（HF）>1，所以可得HF的酸性強于氫氰酸，所以同濃度的NaCN溶液中鹽的水解的程度大于NaF溶液中鹽的水解的程度。有些同學由此就精略地得到了由于水解程度大，所以生成的OH-濃度就大，所以得到NaCN溶液中的陰離子的濃度總和一定大于NaF溶液中陰離子濃度總和的錯誤結論，主要是因為學生沒有去更深刻地理解水解，水解是通過促進水的電離來完成的，水電離的程度大了，OH-濃度增大是毫無疑問的，但是同時鹽的陰離子與H+的結合也在增多，即另一方面鹽的陰離子的濃度在減小，所以其加和的值不一定就大。而如果我們能用電荷守恒來進行判斷，該題就變得相當的簡單。寫出兩溶液的電荷守恒式：c（Na+）+c（H+）=c（F-）+c（OH-）、c（Na+）+c（H+）=c（CN-）+c（OH-），由于CN-的水解程度大，所以生成的OH-濃度大，而溶液中的氫離子濃度與氫氧根離子濃度的乘積是不變的，所以溶液中的氫離子濃度就減小，而兩溶液中的鈉離子濃度都是保持不變，這樣判斷陰離子濃度總和大小就實質轉化成了比較兩溶液中的氫離子濃度，所以可以得到NaF溶液中的陰離子濃度的總和大于同濃度的NaCN溶液中的陰離子濃度總和。

解析本題綜合考查三大守恒：A選項中由于溶液在W點時的c（CH3COOH）c（CH3COO-），所以當pH增大時，醋酸的濃度在減小，而醋酸根離子濃度在增大，A不正確；B選項中寫出的是溶液中的電荷守恒式，正確；C選項中把“0.1 mol·L-1”用題給的條件“c（CH3COOH）+c（CH3COO-）=0.1 mol·L-1”進行代換就得到了電荷守恒式，正確；D選項寫出的是一個錯誤的質子守恒式，可以用溶液中的電荷守恒式和物料守恒式來證明該式的錯誤：電荷守恒式為c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-）+c（Cl-），物料守恒式為2c（Na+）=c（CH3COO-）+c（CH3COOH）=0.1 mol·L-1，消去鈉離子，即可得到了正確的質子守恒式，D不正確。

答案：BC。

電解質在溶液中的行為歷來是高考中重點考查的知識點，在高考的復習中我們要首先強化電解質在溶液中的電離、水解及水的電離的方程式書寫，讓學生能正確弄清溶液中存在的粒子有哪些，然后才是強化三大守恒式的書寫，這樣就可以讓學生在高考中立于不敗之地。

（收稿日期：2014-01-17）