論電解質溶液復習教學中的理性思維

2017-12-14 01:38:56應化德

教學考試(高考化學) 2017年6期

應化德

浙江

論電解質溶液復習教學中的理性思維

應化德

本文的理性思維是指對電解質溶液的相關概念的理解方式，掌握電解質問題的相對處理方法、近似處理方法、抓主放次的處理方法，樹立微粒觀、守恒觀、變化觀、平衡觀、離子相互牽制觀，分析判斷離子反應的反應順序和定量關系，形成理解電解質溶液性質的相對思想和絕對思想等。只有這樣，解決電解質溶液問題時才能游刃有余。

一、概念的理解方式

化學學科體系由基本概念和基本原理構成，概念的學習并不是把概念的定義記住，而是要理解概念的意義，知道其內涵與外延，并有相應的概念理解方式。人們對物質的認識有相對性，概念自身也可不斷地發展與豐富。

電解質溶液涉及一些重要的概念，如電解質、非電解質、強弱電解質、pH、電離平衡常數、鹽類水解等。下面談電解質的理解方法：

電解質是在水溶液或熔融狀態下能導電的化合物，首先電解質是化合物而非混合物，是能夠導電的化合物，是在水溶液或熔融狀態下導電，而非本身能導電。

電解質→化合物→能導電的→水溶液或熔融狀態。

為進一步理解電解質的內涵和一些物質的性質，可以設計如下問題：

1.如何評價“電解質本身往往是不導電的”？

如HCl在氣態、液態、固態時均不能導電，但它是電解質。NaCl在固體時不能導電，但熔融狀態時能導電，物質三態的性質有所不同，離子化合物在常溫時均為固態，所以上述描述相對正確。

2.NH3一般認為是非電解質，但實驗證明，液態氨氣與H2O的電導率接近，且與水一樣也是雙聚電離，問：

(1)NH3是電解質嗎？

(根據信息，按定義判斷是電解質)

(2)寫出NH3的電離方程式。

(3)Na能與NH3發生反應，寫出化學方程式。

3.液態的SO2也會發生與H2O相似的電離，寫出電離方程式。

4.CH3CH2OH是非電解質，但工業上用乙醇和NaOH反應制備乙醇鈉(需及時吸收生成的水)，乙醇能與Na反應生成H2。

(1)上述事實說明乙醇有什么性質？(有電離的傾向，有酸的傾向)

(2)C2H5ONa水解溶液呈什么性？用離子方程式表示。

物質的分類，主要依據物質的組成和性質，人們在不同的階段對物質性質的認識存在相對性。電解質與非電解質的區分也是相對的。

二、問題處理方式

1.相對處理方法

相對處理方法是指以某種物質的性質做參照物，與其互相對比，或兩個過程相互抵消而得出結論的思維方法。

例如：在CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，c(Na+)與c(CH3COO-)的大小問題，可采用相對處理的方法，可以快速得出結論，分析如下:

當溶液pH<7時，可認為CH3COO-不水解而CH3COOH電離，水解被電離抵消，所以c(CH3COO-)>c(Na+)

當溶液pH=7時，可認為CH3COOH電離、CH3COO-水解都不產生，只有CH3COONa的電離，所以c(CH3COO-)=c(Na+)

當溶液pH>7時，可認為只有水解而CH3COOH不電離，所以c(CH3COO-)

再如：NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，CH3COOH的Ka=1.8×10-5，CH3COONH4溶液呈中性，那么NH4NO2溶液、NH4CN溶液的酸堿性如何呢？

以CH3COONH4為參照物，由于HNO2的酸性(Ka=4.6×10-4)比CH3COOH強，而HCN的酸性(Ka=4.93×10-10)比CH3COOH弱，根據“越弱越水解，誰強呈誰性”，可知NH4NO2溶液為酸性，而NH4CN溶液為堿性。

2.近似處理方法

在弱電解質溶液電離的平衡體系中，數據的近似處理，使問題簡化，容易得出結論，但要注意近似處理的條件范圍。

例如：已知CH3COOH的電離平衡常數K=1.8×10-5,求0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中的c(H+)，設電離度為α,

c0 0

c-cαcαcα

經查α=0.0134,則1-α≈1(一般弱電解質的α都比較小、但在稀溶液中α會比較大)

同樣可以推算pH=2的鹽酸和醋酸的物質的量濃度分別為0.01 mol·L-1、5.56 mol·L-1，僅僅相差555倍，相同體積相同pH的HCl與CH3COOH溶液分別與足量的鋅粒反應生成的H2相差555倍，讓學生從感性認識上升到理性認識，理性認識更有說服力。

例如：(浙江高考2016年4月第30題節選)

N2H4的水溶液呈弱堿性，室溫下其電離常數K1≈1.0×10-6，則0.01 mol·L-1N2H4水溶液的pH等于________(忽略N2H4的二級電離和H2O的電離)。

分析NH3、N2H4、R-NH2的水溶液呈堿性的原因，氮原子上的孤電子對與水電離的氫離子形成配位鍵，電離出OH-。

1×10-4,

所以pH=10。

例如：求0.1 mol·L-1NH4Cl溶液中的c(H+)。

≈7.5×10-7mol·L-1

例如：求CH3COOH和CH3COONa混合液為中性時，兩者的濃度比。

分析：設CH3COOH和CH3COONa的濃度為c1、c2mol·L-1，c(H+)為xmol·L-1，

c1c20

c1-xc2+xx

也就是當CH3COOH和CH3COONa混合液中，當兩者濃度之比為1∶200時溶液接近中性，這對理解溶液的性質，量的關系有一定的化學意義。

所以CH3COOH與CH3COONa濃度比為1∶1時，溶液呈酸性，這是比較溶液離子濃度的前提。

3.抓大放小(抓主放次)的處理方法

抓大放小，分清主次的處理方法，可以快速比較溶液中粒子濃度的大小，快速近似地計算等。

例如：已知NaHSO3溶液呈現酸性，比較NaHSO3溶液中的粒子濃度大小。

②方程式c(H2SO3)=c(OH-)，

同樣考慮水的電離③可得c(OH-)>c(H2SO3)。

所以離子濃度大小關系為

例如：N2H4易溶于水，是與氨相類似的弱堿，已知其常溫下電離常數K1≈1.0×10-6，常溫下，將0.2 mol·L-1N2H4·H2O與0.1 mol·L-1鹽酸等體積混合(忽略體積變化)，則此時溶液的pH等于___________(忽略N2H4的二級電離)。

分析：N2H4·H2O與鹽酸反應后，N2H4·H2O與N2H5Cl的濃度均為0.05 mol·L-1，首先要判斷該溶液是酸性還是堿性，酸性則以水解為主，而堿性則以電離為主，根據N2H4·H2O的K值與NH3·H2O的K值接近，可判斷為堿性(NH3·H2O與NH4Cl為1∶1時，溶液為堿性遷移過來)，則

0.05-x0.05+xx

所以pH=8。

以此類推，若HCN與NaCN 1∶1的溶液呈堿性，則以水解方程式近似計算。

三、電解質溶液學科思想或觀點

1.微粒觀、存在觀

(浙江高考2017年4月第23題)25℃時，在含CH3COOH和CH3COO-的溶液中，CH3COOH和CH3COO-二者中各自所占的物質的量分數(α)隨溶液pH變化的關系如圖所示。下列說法不正確的是

( )

A．在pH<4.76的溶液中，c(CH3COO-)

B．在pH=7的溶液中，α(CH3COOH)=0，α(CH3COO-)=1.0

C．在pH>4.76的溶液中，c(CH3COO-)與c(OH-)之和可大于c(H+)

D．在pH=4.76的溶液中加鹽酸，α(CH3COOH)與α(CH3COO-)之和保持不變

點評：B項是錯的，pH=7時，從圖象上看，似乎α(CH3COOH)=0，α(CH3COO-)=1.0是對的，本題的考查學生的微粒觀、存在觀，盡管此時α(CH3COOH)很小，但不可能為0，高考第一次出現，有一定的隱蔽性。

2.守恒觀

電解質溶液中存在電荷守恒、物料守恒、質子守恒等。

3.變化觀、平衡移動觀

量變引起質變，如CH3COOH與CH3COONa的兩者量的比例變化導致溶液酸堿性的變化。多元弱酸的電離逐級減弱，如H2SO3的電離：

4.離子相互牽制觀

同一離子同時牽制幾個平衡，如在HF、CH3COOH的水解溶液中，c(H+)同時制約HF、CH3COOH、H2O的電離平衡。

溶液中c(H+)=c(F-)+c(CH3COO-)+c(OH-)，溶液的氫離子的總濃度同時制約三個平衡，有

四、電解質溶液中的離子反應

弱電解質電離的強弱，決定相應陽離子、酸根離子的水解程度，也影響多離子反應的反應順序。

弱電解質的分步電離→水解程度大小→離子反應順序，如：

碳酸電離：

碳酸鈉水解：

向碳酸鈉與碳酸氫鈉混合液滴加鹽酸的反應順序：

理解反應先后的本質原因，掌握判斷的方法。如在CH3COOH和HCl的混合溶液中加入NaOH溶液，HCl先反應，反應本質是H+與OH-的中和反應，若CH3COOH先與NaOH反應生成CH3COONa，HCl又會與CH3COONa反應生成CH3COOH。反應順序、定量關系是高考考查主要思想之一。下列化學反應都要考慮順序：

①CH3COOH、HCl(HX、HY)的混合液中滴加NaOH溶液

②NaOH、Ca(OH)2混合溶液中通入CO2

③Na2CO3、NaHCO3混合溶液中滴加鹽酸

④NH4Cl、AlCl3混合溶液中滴加NaOH溶液

⑤HCl、MgCl2、AlCl3混合溶液中滴加NaOH溶液

⑦NH4Fe(SO4)2、NH4Al(SO4)2溶液中分別滴入Ba(OH)2溶液

⑧NaHCO3與Ca(OH)2溶液相互滴加