巧用曲線和常數比較粒子濃度大小

賈玉梅

摘?要：介紹了利用酸堿中和滴定曲線和三種常數比較粒子濃度大小的方法.

關鍵詞：粒子濃度;曲線;常數;高中佛家

中圖分類號：G632文獻標識碼：A文章編號：1008-0333（2020）22-0095-02

在教學工作中，聽到越來越多的學生抱怨化學越來越難學，特別是選擇題中關于電解質溶液中比較粒子濃度大小的試題.分析近幾年的高考試題不難發現這類試題的考查角度多樣，形式多變，常常通過坐標曲線給出信息，需要學生結合化學知識挖掘隱含信息得出結論，對學生的能力要求越來越高，是高中化學教學的難點.

一線教師針對這類習題也總結了很多方法，在學生比較熟悉的弱電解質的電離、鹽類水解程度小和三大守恒的基礎上，本文主要從酸堿中和滴定曲線入手，結合三大常數的關系談談比較電解質溶液中粒子濃度大小的方法.

一、巧用酸堿中和滴定曲線

例1?以0.100 mol·L-1 KOH溶液滴定20.00 mL 0.100 mol·L-1 HCOOH溶液為例，其滴定曲線如圖所示.

分析?解此類習題學生要準確把握以下幾個關鍵點：

1.原點O，原點為HCOOH的單一溶液，由曲線可知0.100mol·L-1 HCOOH的pH>1，說明HCOOH是弱酸，結合弱電解質的電離程度小可知c（HCOOH）>c（H+）>c（HCOO-）>c（OH-）.

2.點①，根據加入KOH的體積為10 mL可知反應后所得溶液是等物質的量HCOOH和HCOOK的混合溶液，由上圖曲線可知溶液pH<7，說明HCOOH電離程度大于HCOO-水解程度，則c（HCOO-）>c（K+）>c（HCOOH）>c（H+）>c（OH-）成立.在此點，要特別關注依據元素守恒可得c（HCOO-）+c（HCOOH）=2c（K+），這一等量關系在解決有關電解質溶液中離子濃度大小關系或等量關系試題中的作用不可小覷.

3.點②，此時溶液pH=7，溶液呈中性，HCOOH沒有完全被消耗，根據電荷守恒可知c（HCOO-）=c（K+）>c（H+）=c（OH-）.

4.點③，此時兩者恰好反應生成HCOOK，為強堿弱酸鹽溶液，c（K+）>c（HCOO-）>c（OH-）>c（H+）.

5.點③之后，此時KOH過量，溶液顯堿性，可能出現c（K+）>c（HCOO-） >c（OH-）>c（H+）或者c（K+）>

c（OH-）>c（HCOO-）>c（H+）.

例1?室溫下用0.10 mol·L-1 NaOH溶液分別滴定20.00 mL濃度均為0.10 mol·L-1CH3COOH溶液和HCN溶液，所得滴定曲線如圖所示.下列說法不正確的是（）.

A.點①溶液中c（CN-）>c（Na+）>c（HCN）>c（OH-）>c（H+）

B.滴定HCN過程中可能出現：c（HCN）>c（CN-）>c（H+）>c（Na+）>c（OH-）

C.醋酸的滴定終點不是點③

D.點②所示溶液中：2c（Na+）=c（CH3COOH）+c（CH3COO-）

解析?滴定HCN開始階段，加入NaOH溶液的體積很小，混合液呈酸性，可能出現c（HCN）>c（CN-）>c（H+）>c（Na+）>c（OH-），B正確.NaOH溶液滴定CH3COOH時，達到滴定終點生成CH3COONa，溶液呈堿性，點③溶液pH=7，C正確.①②兩點對應的V（NaOH）=10 mL，①②點溶液為等濃度弱酸及其鈉鹽的混合液，①點溶液呈堿性，說明HCN的電離程度小于NaCN的水解程度，所以c（HCN）>c（CN-），A錯誤;根據元素守恒②點溶液中2c（Na+）=c（CH3COOH）+c（CH3COO-）， D正確.選A

例2?常溫下，向20mL 0.05mol·L-1的某酸H2C溶液中滴入0.1 mol·L-1氨水，溶液中由水電離出氫離子濃度隨滴入氨水體積變化如圖.下列分析正確的是（）.

A.NaHC溶液可能為酸性，也可能為堿性

B.F點溶液2c（C2-）>c（NH+4）

C.E溶液中離子濃度大小關系：c（NH+4）>c（C2-）>c（H+）>c（OH-）

D.A、B、C三點溶液的c（OH-）是依次變小，D、E、F三點溶液的c（H+）是依次變大

解析?根據曲線可知A點未加氨水，溶液中由水電離出的c（H+）=10-13 mol·L-1說明H2C是二元強酸，則NaHC溶液為酸性，A錯.隨著氨水滴入量增多，溶液中H2C電離產生的c（H+）變小，水電離出的c（H+）變大，D點恰好生成（NH4）2C，NH+4水解促進水的電離，水電離出c（H+）最大，溶液呈酸性，所以A、B、C、D四點溶液均為酸性，但酸性依次減小，pH增大，D錯.E、F點都是（NH4）2C和氨水的混合溶液，溶液中的H+都來自水的電離，E點c（H+）>10-7說明溶液呈酸性，C正確.F點c（H+）=10-7說明溶液呈中性，電荷守恒B錯.

二、巧用“三大常數”的關系

弱電解質的電離常數、鹽類的水解常數、水的離子積之間有著千絲萬縷的聯系，巧妙運用它們之間的關系，幫助學生比較溶液中粒子濃度的大小，達到事半功倍的效果.在高中教材未引入這些常數計算時，在教學中，教師常常總結一系列經驗規律幫助學生解決相關習題，比如對于多元弱酸酸式鹽溶液酸堿性的判斷規律：KHSO3、KH2PO4溶液顯酸性，KHCO3、KHS等溶液顯堿性.學生也僅憑記憶來解答試題.如果再問陌生一點的弱酸酸式鹽溶液的酸堿性，學生就一頭霧水.在引入弱電解質的電離常數、鹽類的水解常數、水的離子積等常數的計算后，教師就可以引導學生推理出鹽類的水解常數Kh=Kw/Ka或Kh=Kw/Kb，學生就會從本質上掌握KHSO3、KH2PO4溶液顯酸性是因為HSO-3、H2PO-4的電離常數大于其水解常數，它們的強堿鹽溶液顯酸性.而HCO-3、HS-等弱酸氫根的電離常數小于水解常數，它們的強堿鹽溶液顯堿性.在習題中遇到類似問題學生自然而然就會運用其解答.

例2?常溫下將KOH溶液滴加到戊二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示.下列敘述錯誤的是（）.

A.KHX溶液中c（H+）>c（OH-）

B.當混合溶液呈中性時，c（K+）>c（HX-）>c（X2-）>c（OH-）=c（H+）

C.Ka1（H2X）的數量級為10-5

D.曲線N表示pH與lgcHX-cH2X的變化關系

解析?遇到此類習題首先根據曲線橫縱坐標的含義及曲線變化趨勢判斷M、N分別代表的對象.H2X的電離方程式為H2XH++HX-，HX-H++X2-.當cHX-cH2X=cX2-cHX-=1時，即橫坐標為0時，Ka1=c（H+），Ka2=c′（H+），因為Ka1>Ka2，所以c（H+）>c′（H+），即pH<pH′，結合曲線可知，曲線N代表第一步電離，曲線M代表第二步電離，則Ka1≈10-4.4，Ka2=10-5.4，C、D項正確;根據鹽類的水解常數Kh=Kw/Ka，可知HX-的水解常數Kh=Kw/Ka1=10-14/10-4.4=10-9.6<Ka2=10-5.4，則HX-的電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，則KHX溶液中c（H+）>c（OH-），A項正確;依據電荷守恒有c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HX-）+2c（X2-），中性溶液中存在c（H+）=c（OH-），延長M曲線至pH=7， lgcX2-cHX->0，則c（X2-）>c（HX-），B項錯誤.

突出學科素養，關注學生綜合能力的考查是今后高考的命題趨勢，有關電解質溶液的考查更為靈活，圖像、數據信息的大量引入對學生的能力要求更高，教師在教學中要指導學生掌握利用圖形分析和學科知識相融合解決問題的方法，培養學生的學科思維和提高學生的能力.

參考文獻：

[1]陳珠，鄭柳萍.溶液中粒子濃度大小比較的解題模型[J].中學化學教學參考，2018（16）：61-63.

[責任編輯：季春陽]