正确比较弱酸酸式盐溶液中的微粒浓度
溶液中粒子浓度大小的比较(hao)
题型二 单一溶液中离子浓度的大小比较 （1）弱酸或弱碱溶液：
室温下， 的氨水溶液中， 室温下，0.1mol/L的氨水溶液中，下列关系式中不 的氨水溶液中 正确的是 A. c(OH-)＞c(H+) ＞ B.c(NH3·H2O)+c(NH4+)=0.1mol/L C.c(NH4+)＞c(NH3·H2O)＞c(OH-)＞c(H+) ＞ ＞ ＞ D.c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)
(2)物料守恒： 物料守恒： 物料守恒 电解质溶液中由于电离或水解因素， 电解质溶液中由于电离或水解因素，离子 会发生变化变成其它离子或分子等， 会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或 分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变 的。
某些特征性的原子是守恒的
n(Na+)∶n(C)= 2 ∶ 1 ， ∶ 溶液中存在： 如:Na2CO3溶液中存在： 推出： 推出：c(Na+)=2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)]
【例题】 物质的量浓度相同的下列溶液中， 例题】 物质的量浓度相同的下列溶液中， NH4+浓度由大到小排列的顺序是 A．NH4Cl ． C．CH3COONH4 ． E．（ 4）2CO3 ．（NH ．（ B．NH4HSO4 ． D．NH4HCO3 ． F ． NH3·H2O
E ＞B ＞A ＞C ＞D ＞F
题型二 单一溶液中离子浓度的大小比较 （2）强酸弱碱盐或弱酸强碱盐溶液： 写出CH3COONa溶液中三个守恒关系式 c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(OH-) 电荷守恒： 电荷守恒： 物料守恒： 物料守恒： c(Na+)＝c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 质子守恒： 质子守恒： c(OH-)＝c(H+)+c(CH3COOH)
溶液中微粒浓度大小的比较
溶液中微粒浓度大小的比较1．几个依据(1)电离理论：发生电离粒子的浓度大于电离生成粒子的浓度，如H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)(2)水解理论：发生水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度，如Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸酸根离子的水解以第一步为主)(3)电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。
如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)(4)物料守恒：物料守恒也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。
如0.1 mol/LNaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol/L。
(5)质子守恒：如纯碱溶液中：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)可以认为，Na2CO3溶液中OH－和H＋都来源于水的电离，其总物质的量是相等的。
可水解的正盐可直接利用质子守恒关系判断等量关系，方便直观。
2．几种题型(1)多元弱酸溶液中，根据弱酸的分步电离进行分析，如在H3PO4溶液中：c(H＋)＞c(H2PO4－)＞c(HPO42－)＞c(PO43－)。
(2)多元弱酸的正盐溶液中，按弱酸根离子的分步水解进行分析，如在Na2CO3溶液中：c(Na＋)＞c(CO32－)＞c(OH－)＞c(HCO3－)。
(3)不同溶液中同一离子浓度大小的比较，要看溶液中其他离子对该离子的影响，如在同物质的量浓度的下列溶液中：①NH4Cl；②CH3COONH4；③NH4HSO4。
c(NH4＋)由大到小的顺序为③＞①＞②。
(4)混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。
如在0.1 mol/LNH4Cl溶液和0.1 mol/L的氨水混合溶液中，各离子浓度大小的顺序为：c(NH4＋)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
粒子浓度比较的大小规律(高三)
粒子浓度的大小比较【考纲要求】一、粒子浓度大小比较的规律1、对于弱电解质的电离，由于电离程度很小，所以未电离的分子浓度大于电离的离子浓度。
2、多元弱酸分步电离，以第一步为主，而且每步电离程度逐级减弱。
3、对于盐类的水解，由于水解程度很小，所以未水解的粒子浓度大于水解后的粒子浓度。
4、多元弱酸盐分步水解，以第一步水解为主，而且每步水解程度逐级减弱。
5、水解的盐类与弱酸或弱碱混合时，其溶液性质取决于水解程度与电离程度的相对强弱。
6、弱酸酸式盐既可以电离，又可以水解，其溶液性质取决于自身电离程度和水解程度的相对强弱。
（除HSO 3－、H 2PO 4－、HC 2O 4－电离程度大于其水解程度以外，其余均是水解程度大于其电离程度）。
二、粒子浓度比较的守恒规律1、 电荷守恒：在任何水溶液中，阳离子所带的正电荷总数，等于阴离子所带的负电荷总数，即溶液呈电中性。
2、 物料守恒：（又称原子守恒）在电解质溶液中，尽管发生电离或水解，但这些粒子中所含的某种原子（或某元素）是不变的，即符合元素守恒。
3、 质子守恒（H 原子守恒）：根据水的电离可知，由水电离出的H ＋和OH －永远相等。
虽然它们可能与其它离子结合，以不同的粒子形式存在，但其总量是相等的。
三、例题解析例：在0.1mol/L Na 2CO 3溶液中①电荷守恒：c(Na +)+c(H +)=c(OH -)+c(HCO 3-)+2c(CO 32-)②物料守恒：c(HCO 3-)+c(CO 32-)+c(H 2CO 3)=0.1mol/L③水电离出的H + 和OH - 守恒（质子守恒）： c(OH -)=c(H +)+c(HCO 3-)+2c(H 2CO 3)【课堂练习】1、比较NH 4Cl 溶液中的粒子浓度。
2、比较Na 2CO 3溶液中的粒子浓度。
3、已知NaHCO 3溶液显碱性，比较其溶液中的粒子浓度。
4、写出Na 2S 溶液的电荷守恒式、物料守恒式、质子守恒式。
盐溶液中微粒浓度大小比较问题
盐溶液中微粒浓度大小比较问题作者：陈锋来源：《课程教育研究·学法教法研究》2016年第19期【摘要】在高中化学水溶液部分的教学过程中，电离平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡三大平衡体系相互作用，与水的离子积常数、电离平衡常数、水解平衡常数、沉淀溶解平衡的溶度积常数有关的定量计算及定性分析，能很好的解决生产生活及科学实验中的一些问题，电荷守恒、物料守恒和质子守恒三大守恒关系的综合运用，也能定性定量的比较溶液中各种微粒浓度的大小。
弱酸强碱盐溶液及铵盐溶液中各种微粒浓度大小的比较是考查的重点，而多元弱酸酸式盐溶液中，多元弱酸的酸式根的水解过程、电离过程与水的电离过程相互作用并最终达到平衡状态，各种微粒浓度大小关系比较复杂，本文主要通过定量计算的方法来解决该问题。
【关键词】盐溶液电离水解溶解度 pH 水的离子积常数电离平衡常数水解平衡常数促进抑制定性分析定量计算微粒观【中图分类号】G633.8 【文献标识码】A 【文章编号】2095-3089（2016）19-0091-02一、多元弱酸酸式盐最常见的多元弱酸酸式盐有碳酸氢钠（NaHCO3）和亚硫酸氢钠（NaHSO3），前者水溶液显碱性，后者水溶液显酸性。
碳酸氢钠的水溶液显碱性是一个生活常识类问题，也是高中学生必须掌握的，可以通过测pH的方法来验证。
在《化学反应原理》盐类水解部分的教学过程中，要求学生能通过HCO3-水解程度大于其电离程度的角度来分析碳酸氢钠溶液显碱性。
在比较Na+、HCO3-、CO32-、H2CO3、H+、OH-六种微粒浓度时经常存在一个误区，具体分析过程如下：由于HCO3-比较微弱的水解及电离，使得c（Na+）>c（HCO3-），而且二者比其他微粒的浓度都大；在3中OH-与H2CO3等量产生，而2中还有一小部分OH-产生，可以推断c（OH-）>c（H2CO3）；由于溶液显碱性，3的程度要比4的程度大可以推断c（H2CO3）>c（CO32-）；在4中CO32-与H+等量产生，而1中还有一小部分H+产生，可以推断c（H+）>c（CO32-）；至于c（H2CO3）和c（H+）则认为3的程度比4大，而1贡献的H+更小，可以推断c（H2CO3）>c（H+），由此可以得出总的结论：c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（H2CO3）>c（H+）>c（CO32-）笔者认为2、3、4是相互影响的关系，在分析该问题时必须考虑2、3、4的平衡常数，进行定量计算。
溶液中微粒浓度的大小比较
案例展示2013-12有关溶液中微粒浓度的大小比较问题是中学化学中常见的问题。
这类题目知识容量大、综合性强，涉及的知识点有：弱电解质的电离平衡、盐类的水解、电解质之间的反应等，既是教学的重点，也是高考的重点。
如何用简捷的方法准确寻找这类问题的答案呢？在电解质溶液中常存在多个平衡关系，应抓住主要矛盾（起主要作用的平衡关系），利用两种理论、三种守恒、三个观点去分析解题。
一、两种理论离子的产生及浓度变化与化学反应、电离、水解等过程直接相关，含单一溶质溶液解题时应首先考虑电解质的电离和水解。
1.电离理论（1）弱电解质的电离程度不大，溶液中的微粒主要是以弱电解质的分子形式存在。
（2）多元弱酸是分步电离的，以第一步为主。
例如H3PO4溶液，c（H3PO4）>c（H2PO4-）>c（HPO42-)>c（PO43-）。
（3）在电解质溶液中同时考虑水的电离。
例如0.1mol/L的CH3COOH溶液中，c（H+）>c（CH3COO-）。
2.水解理论（1）弱离子因水解而消耗，但一般水解程度不大。
（2）水解的实质是水电离平衡的移动。
例如NH4Cl溶液中，c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH-）>c（NH3·H2O）。
（3）多元弱酸的阴离子是分步水解的，以第一步为主。
例如Na2CO3溶液中，c（CO3-）>c（HCO3-）>c（H2CO3）。
对于两种溶液混合，应先着眼于物质之间的化学反应，再考虑电解质的电离及离子的水解；若没有化学反应存在，则直接考虑电解质的电离及离子的水解。
二、三种守恒电解质在溶液中存在着三种基本关系：物料守恒、元素守恒、电荷守恒。
1.物料守恒物料守恒是电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。
如NaHCO3溶液中，n（Na+）∶n（C）=1∶1，则推出：c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3）。
盐溶液中微粒浓度的大小比较
盐溶液中微粒浓度的大小比较1.理论依据(1)电离理论盐溶于水时完全电离盐溶液中存在水的电离弱电解质溶液的微弱电离多元弱酸电离分步，以第一步电离为主在NH3 · H2O 溶液中：在H2S溶液中：结论：弱酸、弱碱的电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。
(2).水解理论①弱离子由于水解而损耗如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)②水解是微弱如：NH4Cl 溶液中：③多元弱酸盐分步水解，以第一步为主如：Na2CO3溶液中：c (CO32–) c (HCO3–) c (H2CO3)结论：不水解的离子的浓度> 发生水解的离子的浓度> 溶液呈酸碱性的离子练习1. 比较CH3COONa溶液中各微粒的浓度大小关系?练习2 比较Na2CO3溶液中各离子的浓度大小？守恒原理(1)电荷守恒如：NH4Cl 溶液中练习：CH3COONa溶液中练习：Na2CO3溶液中(2). 物料守恒（元素或原子守恒）在NH4Cl溶液中：练习：Na2CO3 溶液中练习：NaHCO3溶液中3.质子（H+）守恒CH3COONa溶液中：Na2CO3溶液中溶液中的质子守恒式?在K2S溶液中NaHCO3溶液中离子浓度大小比较题型单一溶质溶液中离子浓度大小关系：练习1. H2SO3溶液中，各离子浓度大小关系为练习2：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，NH3·H2O、NH4+、OH-、H+的浓度由大到小的顺序是两种溶液混合后不同离子浓度的比较⑴两种物质混合不反应：练习3：用物质的量都是0.1 mol的CH3COOH与CH3COONa配成 1 L混合溶液，已知其中c(CH3COO-) 大于c(Na+),对该混合溶液下列判断正确的是( )A. c(H+)＞c(OH-)B. c(CH3COOH)＋c(CH3COO-)＝0.2 mol·L-1C. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)D. c(CH3COO-)＋c(OH-)＝0.1 mol·L-1⑵.两种物质恰好完全反应：练习 4. 100 mL 0.1 mol·L-1 醋酸与50 mL 0.2 mol·L-1 NaOH溶液混合，在所得溶液中A. c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c(OH-) ＞c(H+)B. c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c(H+) ＞c(OH-)C. c(Na+) ＞c(CH3COO-) ＞c(H+) ＝c(OH-)D. c(Na+) ＝c(CH3COO-) ＞c(OH-) ＞c(H+)⑶两种物质反应，其中一种有剩余练习5. 将0.4 mol/LNH4Cl溶液和0.2 mol/LNaOH 溶液等体积混合后，溶液中下列微粒的关系正确的是( )A .c(NH4+) = c(Na+) =c(OH-) ＞c(NH3·H2O)B.c(NH4+) = c(Na+) ＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)C.c(NH4+)＞c(Na+) ＞c(OH-) ＞c(NH3·H2O)D. c(NH4+) ＞c(Na+) ＞c(NH3·H2O) ＞c(OH-)＞c(H+)练习6：把0.02 mol•L-1 CH3COOH溶液与0.01 mol•L-1NaOH溶液等体积混合，则混合液中微粒浓度关系正确的是A. c(CH3COO-)＞c(Na+)B. c(CH3COOH)＞c(CH3COO-)C. 2c(H+)＝c(CH3COO-)-c(CH3COOH)D. c(CH3COOH)+c(CH3COO-)＝0.01 mol·L-1不同溶液中同一离子浓度的比较练习7：相同浓度的下列溶液中，c(CO32-)的大小关系为①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3④(NH4)2CO3 ⑤NH4HCO3练习8：等物质的量的下列溶液中，NH4+的浓度由大到小的顺序是①NH4Cl ②NH4HCO3③NH4HSO4④NH4NO3练习9. 在Na2S溶液中下列关系不正确的是A．c(Na+) =2c( HS－) +2c(S2－) +c(H2S)B. c(Na+) +c(H+)=c(OH－)+c(HS－)+ 2c(S2－)C．c(Na+) ＞c(S2－) ＞c(OH－)＞c(HS－)D．c(OH－)=c(HS－)+c(H+)+ c(H2S)练习9：将pH=2的盐酸与pH=12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是A. c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(OH-)＞c(H+)B. c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(OH-)＞c(H+)C. c(Cl-)＝c(NH4+)＞c(H+)＝c(OH-)D. c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(H+)＞c(OH-)。
教学或命题时应回避弱酸酸式盐溶液中离子浓度的大小比较
教学或命题时应回避弱酸酸式盐溶液中离子浓度的大小比较安徽皖智学校胡征善弱酸酸式盐(以NaHA为例)溶液存在以下平衡：电离平衡：H2O H+ + OH—①HA—H+ + A2—②水解平衡：HA—+ H2O H2A+OH—③根据电离平衡和水解平衡的相对大小可以确定其溶液的酸碱性。
但是教学中或在一些命题中要求判断其溶液离子浓度的大小，这就超出中学教学范围。
有些解释看似合理实际是错误的：例如，NaHCO3溶液，因为HCO3—水解程度大于电离程度，溶液显碱性c(OH—)>c(H+)；又因为HCO3—电离出的c(H+)和c(CO32—)相等，加上H2O电离出的H+，所以溶液中c(H+) >c(CO32—)，再由HCO3—的电离程度和水解程度都较小，得到c(HCO3—)>c(OH—)，于是就有：c(Na+)>c(HCO3—)> c(OH—) > c(H+)>c(CO32—)对NaHSO3溶液的分析与此相似，因为HCO3—电离程度大于水解程度，溶液显酸性c(H+)>c(OH—)、c(SO32—)>c(OH—)；又因为HSO3—电离出的c(H+)和c(SO32—)相等，加上H2O 电离出H+，所以溶液中c(H+)>c(SO32—)，HSO3—的电离程度和水解程度都较小，c(HSO3—)> c(H+)，于是就有：c(Na+)>c(HSO3—)> c(H+)>c(SO32—)>c(OH—)果真如此吗？我们不妨通过计算来判断。
（1）0.5000 mol/L的NaHCO3溶液水解平衡：HCO3—O H—①+）HCO3——H232—②2HCO3—H2CO3+ CO32—③式③的平衡常数为K= c(H2CO3)×c(CO32—)/c2(HCO3—)= c(H2CO3)×c(CO32—)×c(H+)/c2(HCO3—)×c(H+)=K2/K1=5.61×10—11/4.31×10—7=1.3×10—4因为c(H2CO3)≈c(CO32—)，因此：K= c2(CO32—)/c2(HCO3—)= c2 (CO32—)/[0.5000nol/L—c (CO32—)]2= 1.3×10—4开方后解得：c(CO32—)=5.66×10—3mol/L，即c(H2CO3)=5.66×10—3 mol/Lc(HCO3—)=0.494 mol/L将c(H2CO3)=5.66×10—3 mol/L和c(HCO3—)=0.494 mol/L代入K1中求c(H+)：c(H+)=4.31×10—7×5.66×10—3 mol·L—1/0.494 mol·L—1=4.94×10—9 mol/L或将c(CO32—)=5.66×10—3 mol/L和c(HCO3—)=0.494 mol/L代入K2中求c(H+)：c(H+)=5.61×10—11×0.494 mol·L—1/5.66×10—3mol·L—1=4.90×10—9 mol/L溶液中c(OH—)=2.0×10—5 mol/L结论：溶液中各成分的浓度为c(Na+)=0.5000 mol/L c(HCO3—)=0.494mol/Lc(CO32—)≈c(H2CO3)= 5.66×10—3mol/Lc(H+)=4.92×10—9 mol/Lc(OH—)=2.0×10—5 mol/L离子浓度排序为：c(Na+)>c(HCO3—) >c(CO32—)> c(OH—)> c(H+)（2）0.5000 mol/L的NaHSO3溶液电离平衡：HSO3—SO2—+ ①+）HSO3—+H+H2SO3②2HSO3—H2SO3+ SO32—③式③的平衡常数为K= c(H2SO3)×c(SO32—)/c2(HSO3—)= c(H2SO3)×c(SO32—)×c(H+)/c2(HSO3—)×c(H+)=K2/K1=1.02×10—7/1.54×10—2=6.6×10—6因为c(H2SO3)≈c(SO32—)，因此：K= c2(SO32—)/c2(HSO3—)= c2(SO32—)/[0.5000 nol/L—c (SO32—)]2= 6.6×10—6开方后解得：c(SO32—)=1.28×10—3mol/L，即c(H2SO3)=1.28×10—3 mol/Lc(HSO3—)=0.499 mol/L将c(H2SO3)=1.28×10—3 mol/L和c(HSO3—)=0.499 mol/L代入K1中求c(H+)：c(H+)=1.54×10—2×1.28×10—3 mol·L—1/0.499 mol·L—1=3.95×10—5 mol/L或将c(SO32—)=1.28×10—3 mol/L和c(HSO3—)=0.499 mol/L代入K2中求c(H+)：c(H+)=1.02×10—7×0.499 mol·L—1/1.28×10—3mol·L—1=3.98×10—5 mol/L溶液中c(OH—)=2.52×10—10 mol/L结论：溶液中各成分的浓度为c(Na+)=0.5000 mol/L c(HSO3—)=0.499mol/Lc(SO32—)≈c(H2SO3)= 1.28×10—3mol/Lc(H+)=3.96×10—5 mol/Lc(OH—)=2.52×10—9 mol/L离子浓度排序为：c(Na+)>c(HSO3—) >c(SO32—) > c(H+)> c(OH—)顺便再提示一句：至于NaHCO3和Na2CO3溶液能否用CaCl2溶液作鉴别试剂，在于滴加次序，若将NaHCO3和Na2CO3溶液分别滴入CaCl2溶液中会出现不同的实验现象，可以鉴别；但若将CaCl2溶液分别滴入NaHCO3和Na2CO3溶液中都会产生白色沉淀，不能鉴别。
溶液中各微粒浓度大小的判断
溶液中各微粒浓度大小的判断溶液中各微粒浓度大小的判断溶液中各微粒浓度大小的判断【1】摘要：《盐类的水解》是高中化学中的一个重难点，溶液中微粒浓度的大小判断又是其中的高难度内容，由于涉及知识点多、数量关系复杂，使得学生掌握运用比较困难。
本文通过总结提升教学中的感受、经验，将其归纳成一定的方法，希望能对该知识点的教学和学习带来有益的帮助。
关键词：电离方程式;水解方程式;电离程度;水解程度教学过程中我发现，很多学生在高二化学讲到《盐类的水解》这个地方时，由于新旧知识的掌握不到位，会有一些关键的知识点无法突破，尤其溶液中微粒浓度大小的判断，更是难点中的难点。
经过一段时间的思考，有了一些想法，在此提出个人拙见，抛砖引玉，共同探讨。
在本章的习题中，常会出现各种各样的溶液，既有酸、碱、盐的溶液，也有多种成分混合的溶液，要解决其中离子浓度的大小问题，我觉得关键是有关电离方程式和水解方程式的书写。
具体分为三个步骤：一、书写溶液中强电解质的电离方程式;二、书写溶液中弱电解质的电离方程式和弱酸阴离子、弱碱阳离子的水解方程式;三、书写水的电离方程式。
具体方法例如在正盐Na2S溶液中：①Na2S Na++S2- 出现微粒：Na+、S2-②S2-+H2O?葑HS-+OH- 出现微粒：HS-、OH-、H2S(分子的浓度也可以一并判断，HS-+H2O?葑H2S+OH- 并且前一步中出现过的微粒不再重复)③H2O?葑H++OH- 出现微粒：H+在第①步中出现的微粒的浓度始终大于第②步中出现的微粒的浓度，第②步中出现的微粒的浓度始终大于第③步中出现的微粒的浓度，多步都出现的微粒其浓度以最先出现的一步的浓度大小为主。
根据上述方法可首先排出浓度的大致顺序：c(Na+)、c(S2-)>c(HS-)、c(OH-)、c(H2S)>c(H+);每组微粒浓度的大小在组内方程式中找到相应数量关系解决，组内浓度相同的微粒，一般为多步出现的微粒，需借助下一组中的数量关系解决，其中第二组的关键是抓住电离和水解过程进行的程度大小。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
盐为例 ， 提 出 了微 粒 浓 度 的 大 小 比较 的 一 些 方 法 。
［ 关键词］ 弱酸酸式盐
［ 中图分类号］ Ｇ ６ ３ ３ ． ８
［ 文献标识码］ Ａ
［ 文章编号］ １ ６ ７ ４ — ６ ０ ５ ８ （ ２ ０ １ ５ ） ２ ９ — ０ ０ ７ ８
弱酸酸式盐溶液 中， 因为既存在 酸式酸根离 子 的电 离平衡 ， 又存在 酸式酸根 离子 的水 解平衡 ， 所 以有关 离
优 学 。教 学 经 纬
中学教学参考 ２ ０ １ ５ 年１ ０ 月 总第 ２ ４ ５ 期
正 确 比 较 弱 酸 酸 式 盐 溶 液 中 的微 粒 浓 度
安 徽阜 阳市临泉 第一 中学 （ ２ ３ ６ ４ ０ ０ ） 邵
［ 摘
建
要］ 溶液 中的微粒 浓度 的大小比较的 问题 比较复杂 。为 了避免 学生在解 决相 关 问题 时出现科 学性错误 ， 以弱酸 的酸式 微粒 浓度 比较 计算
都 是很微 弱 的 ， 可得 Ｎ ａ ＨＣ Ｏ ３ 溶 液 中各微 粒浓 度大 小
为：
ｆ （ Ｎａ ） ＞ Ｃ（ ＨＣＯ；）＞ Ｃ（ ０Ｈ一） ＞ ｃ（ Ｈ２ Ｃ０ ３ ） ＞
、
Ｎａ ＨＣ Ｏ ３ 溶 液 中微 粒 浓 度 的 大 小 比较
首先分析 Ｎ ａ ＨＣ Ｏ ｓ 溶液 中存 在 的电离过程 及水 解
关的防治措施 。环 境 问题 本来 就是社 会关 注 的重 点话 题， 因此学 生在实 际生活 中对此类 问题具有一定 程度 的 了解 ， 所以教师在 教学时 ， 可 以采 取分组 方式 ， 为每个小 组分配与课题 相关 的案例 收集任 务 。教师 可在 任务初 期， 讲解 自己收集 的案例 ， 以此作 为范例支 架 ， 引导学生 进行 知识 的整理学 习。
④Ｈ ２ Ｏ
Ｈ ＋Ｏ Ｈ一 ， 一１ ． ０ ×１ ０ １ （ ｏｏ ｔ ｌ ／ Ｌ ）
１ ． 方法 一 ： 定 性 比较
ｍｏ ｌ ／ Ｌ。
由 Ｋ以 与 Ｋ 的相 对大 小可 知 ： ＨＣ Ｏ 的水解 能 力 通过做实验 ， 展示 教学 内容 ， 作 为学生 的学习例子 ， 从 而
构建［ Ｊ ］ ． 重庆教育学院学报 ， ２ ０ １ ０ ， ３ （ １ １ ） ： １ ２ ３ —１ ２ ５ ． ［ ２ ］张炳林 ， 宁攀． 支架式教 学法及其在 高中化 学教 学中的运 用研究Ｅ Ｊ ］ ． 软件导刊 ， ２ ０ ０ ７ ， ４ （ ８ ） ： １ ２ —１ ４ ． ［ ３ ］林娟 ， 林珩． 支架式化 学教 学模 式的构 建及应 用ｌ － Ｊ ］ ． 漳州
教师的重要 职 能之一便 是 为学生 答 疑解 惑 ， 因此 ， 在学生 进行 自主探究 的过程 中 ， 如遇 到难点 问题 ， 教师 应适 当地进行 引导 ， 并 协助解 决 ， 以推进 教学 的顺 利进 行 。在构建建议支架时 ， 并不具有 系统性或者 固定 的逻
Ｅ ｌ ｉ蔡 万玲． 新 课程 背景 下高 中化 学课程 “ 支架式 ” 教 学模 式
反应 。 ① Ｎａ Ｈ Ｃ Ｏ ３ ＝Ｎ ａ ＋ＨＣ Ｏ￣ －
ｃ （ Ｈ ） ＞ｃ （ Ｃ Ｏ ； 一 ） 。
２ ． 方法二： 定 量 比较
② ＨＣ Ｏ ￣ － —立 Ｈ ＋Ｃ Ｏ ｉ 一， ２ —５ ． ６ Ｘ１ ０ 。 ｍｏ ｌ ／ Ｌ
③ ＨＣ Ｏ ￣ － ＋ Ｈ２ Ｏ —一 ＯＨ 一＋ Ｈ Ｃ Ｏ ３ ， １ ０ 一 。 ｍｏ ｌ ／ Ｌ 一２ ． ４×
虽然 ＨＣ Ｏ ￣ －既要 水 解 又要 电离 ， ｆ （ ＨＣ Ｏ ） 小 于 所以， 教师在进行实验前 ， 要 针对性地 列出指导建议 ， 包 括是否需要洗 涤并将 洗涤 液转移 到容 量瓶 ， 视 线位 置 、
使学生更为直观地对相关 的知识 进行学 习 ， 很 大程度上
弥补 了由于单纯的语 言教学 而产 生 的理解模 糊 、 教学过 程拖沓等情 况 。 例如 ， 在进行 高 中化学 环境保 护 章节 的教 学时 ， 其 主要 的教学重点就在于对各种环 境污染 的了解 ， 以及相学习支架能够更 好地适应学 生 的学 习 需求 ， 需要教 师对学 习支架设 计准则 ， 对实 际教学时 运 用 的方法熟悉掌握 ， 从 而最大 限度地发挥 教师 的引导 作 用， 为教学活动的顺利 开展提供前提条件 。
［ 参 考 文 献 ］
师 范学院学报（ 自然科 学版） ， ２ ０ １ ３ ， ４ （ １ ３ ） ： ７ ８ —８ ２ ． ［ ４ ］黄 海霞， 龚大洁， 郝雪 ， 潘 沁艳． 浅议 高中生物学课 堂教 学
辑， 而是伴 随学生 的问题开展 。 ［ ４ ］ 如进行 溶液配 比实验 时 ， 由于学 生经验 较少 ， 所 以 配置的溶液通常会存在浓度差 异 ， 而教师在进 行实验教 学时 ， 就要 积 极地 对 学生 出现这 一 情况 的原 因进 行分
一
以０ ． １ ｍｏ ｌ ／ Ｌ Ｎ ａ ＨＣ Ｏ ３ 为例进行 定量计 算 ， 测溶 液 的ｐ Ｈ 可知 ， 其ｐ Ｈ＝８ ． ４ ， 此 时溶液呈弱碱性 ， 符合 方法 的结论 。根据常温下水 的离子积计算可知 ：
ｆ （ Ｈ ） 一４ ． ０ ×１ ０ ～ ｍｏ ｌ ／ Ｌ， Ｃ （ Ｏ Ｈ一） 一２ ． ５ ×１ ０
子浓度 的大小 比较是个难点 。不 同的判断方法 ， 往 往会
得 出不 同 的结 论 。
一
大于其 电离 能力 。所 以 ， ③ 发 生 的要 比② 发 生 的多 ， Ｏ Ｈ一 和Ｈ ｚ Ｃ ０ ３的浓度要 比 Ｈ 和Ｃ ０ ； 一的浓度大 ， 溶液
呈碱性 。再考虑 ＨＣ Ｏ ￣ －的水解和电离以及 Ｈ Ｏ的 电离
视角位置 、 左物 右码 等。通过这 些细 节化 的指 导 ， 使 学
生有效地降低失误 ， 并 对造成溶 液浓度误 差的原 因有 了 深刻 的了解 。 ． 综上所述 ， 在新课 改 背景下 ， 高 中化学课 堂 教学 开 展支架式教学 是十 分必要 的 。为 了提高教 师设计 学 习