馬澤瓊 衷明華

(韓山師范學(xué)院化學(xué)系，廣東 潮州 521041)

通過對(duì)近五年廣東化學(xué)高考題的分析，除了2014年關(guān)于溶液知識(shí)的考題融入了圖像，前四年關(guān)于該知識(shí)題目的出題方式都比較直接，但是所考察的內(nèi)容基本不變，其涉及的知識(shí)點(diǎn)比較多，屬于中等難度的題型。

一、考點(diǎn)分析

1、考查溶液離子積常數(shù)的應(yīng)用；

2、考查溶液酸堿性的判斷以及pH的計(jì)算；

3、考查溶液中離子濃度大小的比較；

4、弱電解質(zhì)的電離平衡；

5、考查溶液三大平衡(電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒)的應(yīng)用。

二、例題分析

例1(2010.廣東)HA為酸性略強(qiáng)于醋酸的的一元弱酸，在0.1mol/L的NaA中，離子濃度關(guān)系正確的是( )。

A.c(Na+)>c(A-)>c(H+)>c(OH-)

B.c(Na+)>c(OH-)>c(A-)>c(H+)

C.c(Na+)+c(OH-)=c(A-)+c(H+)

D.c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)

解析：因HA為一元弱酸，則A-+H2O=HA+OH-，所以溶液顯堿性，c(OH-)>c(H+)，而由于水解程度一般都很弱，所以c(A-)>c(OH-)>c(H+)，之后由電荷守恒則可以很簡(jiǎn)單地得出答案。

分析：該題涉及了考點(diǎn)2、3、4。

例2(2011.廣東)對(duì)于0.1mol/L的Na2SO3溶液，正確的是( )。

A.升高溫度，溶液的pH降低

B.c(Na+)=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(H2SO3)

C.c(Na+)+c(H+)=2c(SO32-)+2c(HSO3-)+c(OH-)

D.加入少量NaOH固體，c(SO32-)與c(Na+)均增大

解析：解該題時(shí)，先列出SO32+H2O=HSO3-+OH-的水解反應(yīng)，水解屬于吸熱反應(yīng)，升溫，平衡右移，所以pH升高，根據(jù)物料守恒和電荷守恒可以知道B、C是錯(cuò)的，所以選D。

分析：該題涉及考點(diǎn)2、4。

例3(2012.廣東)對(duì)于常溫下pH為2的鹽酸，敘述正確的是( )。

A.C(H+)=c(Cl-)+c(OH-)

B.與等體積pH=12 的氨水混合后所得溶液顯酸性

C.由H2O電離出的c(H+)=1.0×10-12mol·L-1

D.與等體積0.01mol·L-1乙酸鈉溶液混合后所得溶液中：c(Cl-)=c(CH3COO-)

解析：根據(jù)電荷守恒可知道A是正確的；由于一水合氨是弱電解質(zhì)，在溶液中存在電離平衡，所以溶液混合后，一水合氨會(huì)繼續(xù)電離出OH-離子，所以溶液呈堿性，B錯(cuò)；由題可知溶液中的OH-都是由水電離出來的，利用水溶液的離子積常數(shù)可求出OH-的濃度是10-12mol·L-1c(H+)水=c(OH-)水，C正確；D中由于存在著電離平衡，所以錯(cuò)誤。

分析：該題涉及考點(diǎn)1、4、5。

例4(2013.廣東)50℃時(shí)，下列各溶液中，離子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是( )。

A.pH=4的醋酸中：c(H+)=4.0mol L-1

B.飽和小蘇打溶液中：c(Na+)=c(HCO3-)

C.飽和食鹽水中：c(Na+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)

D.pH=12的純堿溶液中：c(OH-)=1.0×10-2mol L-1

解析：A.c(H+)=10-PH，B.HCO3-會(huì)水解，B錯(cuò)誤；C.根據(jù)電荷守恒可知正確電荷守恒；D.由于50℃時(shí)，水的離子積大于10-14，所以c(OH-)>1.0×10-2mol L-1。

涉及考點(diǎn)1、2、3、5。

例5(2014.廣東)常溫下，0.2mol/L的一元酸HA與等濃度的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中微粒組分及濃度如圖所示，下列說法正確的是( )。

A.HA為強(qiáng)酸

B.該混合液pH=7

C.圖中X表示HA，Y表示OH-，Z表示H+

D.該混合溶液中：c(A-)+c(Y)=c(Na+)

圖 所得溶液中微粒組分及濃度

解析：一元酸的HA和NaOH溶液等體積，等濃度0.2mol/L混合，HA+NaOH=NaA+H2O，所得溶液中A-濃度小于0.1mol/L，說明在溶液中存在著水解，HA為弱酸，則NaA溶液呈堿性，排除AB，X、Y、Z的判斷其實(shí)只是離子濃度大小的比較，最后根據(jù)物料守恒可以得出答案。

分析：該題涉及的考點(diǎn)2、3、5。

三、解題歸納

1、溶液酸堿性判斷

(1)pH相同的酸溶液，酸越弱，酸物質(zhì)的量濃度就越大；pH相同的堿溶液，堿越弱，堿物質(zhì)的量濃度就越大。

(2)pH相同的強(qiáng)酸弱酸溶液，稀釋相同的倍數(shù)，強(qiáng)酸溶液pH變化較大，堿也是如此。

(3)酸溶液與堿溶液的pH之和等于14，且等體積混合時(shí)，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合pH=7，強(qiáng)酸與弱堿混合，pH>7，強(qiáng)堿與弱酸混合pH<7。

2、pH的計(jì)算

首先，必須記得常溫下溶液的離子積常數(shù)是10-14。

(1)單一溶液

C(H+)=10-pH；c(OH-)=10-pOH

(2)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合溶液

①?gòu)?qiáng)酸與強(qiáng)酸：c(H+)=(c1(H+)V1+c2(H+)V2)/(V1+V2)

②強(qiáng)堿與強(qiáng)堿：c(OH+)=(c1(OH-)V1+c2(OH+)V2)/(V1+V2)

③強(qiáng)酸與強(qiáng)堿：若恰好完全反應(yīng)，則pH=7，

若酸過量，則c(H+)=(c酸(H+)V酸-c堿(OH-)V堿)/(V酸+V堿)；

若堿過量，則c(OH+)=(c堿(OH-)V堿-c酸(H+)V酸)/(V堿+V酸)

3、離子濃度大小的比較

遵循電離程度小和水解程度小的原則

(1)多元弱酸溶液，根據(jù)多不電離分析，如：

H3PO4溶液中c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>(PO43-)

(2)多元弱酸的正鹽溶液，則根據(jù)若酸根的分步水解分析，如Na2CO3溶液中：

c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)

(3)不同溶液中的離子比較則需考慮溶液中其他離子對(duì)其影響因素。

(4)混合溶液中各離子的濃度比較，則需考慮電離因素和水解因素。

①以電離為主原則的大概適用范圍：一元弱酸與該弱酸的強(qiáng)堿鹽等體積等濃度混合；

②以水解為主原則的大概適用范圍：除NaHSO3、NaH2PO4的多元弱酸強(qiáng)堿的酸式鹽。

4、三大守恒

以c mol/L的Na2CO3為例：

溶液中存在的離子：Na+、CO32-、HCO3-、OH-、H+。

(1)電荷守恒：在電解質(zhì)溶液中，陽(yáng)離子的總電荷數(shù)與陰離子的總電荷數(shù)必須相等：

c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(oH-)

書寫要求：電荷數(shù)與濃度前的系數(shù)要保持一致。

(2)物料守恒：在平衡體系中，某一組分的總濃度一定等于他所解離的多種形式的平衡濃度之和：

c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2(H2CO3)

書寫技巧：假設(shè)不存在水解，則c(Na+)=2c(CO32-)，但事實(shí)上CO32-會(huì)水解成HCO3-、H2CO3所以

c(Na+)=2[c(CO32)-+c(HCO3-)+c(H2CO3)]

(3)質(zhì)子守恒：弱電解質(zhì)水解得到質(zhì)子后的產(chǎn)物得到質(zhì)子的物質(zhì)的量應(yīng)該與失質(zhì)子后的產(chǎn)物失去質(zhì)子的物質(zhì)的量相等：

c(OH-)=c(HCO3-)+2(H2CO3)+c(H+)

書寫技巧：(三線法)

得到質(zhì)子 HCO32-2 H2CO3H+

CO32H2O

失去質(zhì)子 OH-