溶液中離子濃度計算的一種好方法——電中性原理法

陜西 王志剛

在高中化學教學中，溶液中離子濃度計算問題，是教師教學及學生學習的重點與難點，通常教師講了很多，學生聽得云里霧里，教學效果事倍功半。針對這一教學現象，筆者經過深入思考，提出一種通用方法“電中性原理法”。該解題原理簡單，計算過程簡潔，在教學實踐中，學生經過簡單的理論學習，輔之以必要的專題訓練，便可以很快掌握方法并應用于復習備考，教學效果良好。

電中性原理:溶液中陽離子帶正電荷總數=陰離子帶負電荷總數 要點:把溶液中存在的陰陽離子的物質的量或濃度都表示出來

一、混合溶液中離子濃度的計算問題

例1.把500 mL含有BaCl2和KCl的混合溶液分成 5等份，取一份加入含amol硫酸鈉的溶液，恰好使鋇離子完全沉淀；另取一份加入含bmol硝酸銀的溶液，恰好使氯離子完全沉淀。則該混合溶液中鉀離子濃度為

( )

A.0.1(b-2a) mol·L-1B.10(2a-b) mol·L-1

C.10(b-a) mol·L-1D.10(b-2a) mol·L-1

【解析】100 mL溶液中：

①陽離子：Ba2+(amol)、K+(xmol)

②陰離子：Cl-(bmol)

應用電中性原理：a×2+x×1=b×1

解之：x=b-2a

【答案】D

練習1.把VL含有MgSO4和K2SO4的混合溶液分成兩等份，一份加入含amol NaOH的溶液，恰好使鎂離子完全沉淀為氫氧化鎂；另一份加入含bmol BaCl2的溶液，恰好使硫酸根離子完全沉淀為硫酸鋇。原混合溶液中鉀離子的濃度為

( )

【答案】D

二、圖象題中離子濃度的計算問題

例2.NaOH、MgCl2、AlCl3的混合物溶于H2O后，加入0.5 mol·L-1的稀鹽酸溶液，沉淀的生成量與鹽酸的體積關系變化曲線如圖1所示：

圖1

求：

(1)n(MgCl2)=；n(AlCl3)=。

(2)則混合物中NaOH的質量是g。

【解析】特殊點B點時溶液中：

①陽離子：Na+(xmol)

②陰離子：Cl-

由電中性原理可得出：

n(Na+)=n(Cl-)=2n(MgCl2)+3n(AlCl3)+n(HCl)=2×0.01 mol+3×0.01 mol+0.5×0.03=0.065 mol

故m(NaOH)=n(NaOH)×M(NaOH)=0.065 mol×40 g·mol-1=2.6 g

【答案】(1)0.01 mol 0.01 mol (2)2.6

練習2.將一定質量的鎂鋁合金全部溶解在500 mL鹽酸中(體積變化忽略不計)，取10 mL反應后的溶液，用1 mol·L-1NaOH溶液滴定，圖象如圖2所示，則c(HCl)=。

圖2

【答案】1.4 mol·L-1

(提示：可先研究特殊點b點溶液中的陽離子、陰離子，然后進行計算)

三、綜合題型中離子濃度的計算問題

( )

A.0.025 mol·L-1B.0.050 mol·L-1

C.0.10 mol·L-1D.0.25 mol·L-1

【解析】白色沉淀恰好不再溶解時溶液中：

①陽離子：Na+(0.25 mol·L-1×0.1 L=0.025 mol)

【答案】A

練習3.取Na2CO3、NaHCO3和Na2SO4的混合物溶液1 L與250 mL 1.000 mol·L-1鹽酸反應，已知鹽酸過量，生成2.016 L CO2(標準狀況)，然后加入500 mL 0.100 mol·L-1Ba(OH)2溶液，得到沉淀的質量為2.33 g，溶液中過量的堿用10 mL 1.000 mol·L-1鹽酸恰好完全中和。則原混合物中c(Na2CO3)=，c(NaHCO3)=。

【答案】0.07 mol·L-10.02 mol·L-1

(提示：Na2SO4為0.01 mol，抓住最終溶液中陽離子為Na+、Ba2+，陰離子為Cl-，根據電中性原理列出方程式，可避免較繁瑣方程式的運算)