賴時(shí)軍　韓林　鄧招印

[摘? ?要]詳細(xì)剖析常見鹽類水解平衡常數(shù)Kh表達(dá)式的推導(dǎo)過程，并根據(jù)Kh表達(dá)式的特點(diǎn)，總結(jié)其在鹽類水解中的各種應(yīng)用。

[關(guān)鍵詞]水解平衡常數(shù);Kh;鹽類水解;高中化學(xué)

[中圖分類號]? ?G633.8? ? ? ? [文獻(xiàn)標(biāo)識碼]? ?A? ? ? ? [文章編號]? ?1674-6058（2019）23-0071-02

鹽類水解的相關(guān)知識點(diǎn)在高中化學(xué)教學(xué)中一直處于重要地位，它圓滿地解釋了為什么有些鹽溶液不顯中性。鹽類水解中一些規(guī)律性的知識，如“越弱越水解”“都弱更水解”和“誰強(qiáng)顯誰性”等一直被廣泛地應(yīng)用。如今的高考，注重考查學(xué)生的化學(xué)素養(yǎng)，需要學(xué)生能夠?qū)@些規(guī)律做出科學(xué)的解釋，從而不再走“背化學(xué)”的路子。在此，筆者談?wù)勅绾卫盟馄胶獬?shù)Kh輔助鹽類水解的課堂教學(xué)。

一、水解平衡常數(shù)Kh的推導(dǎo)過程

1.強(qiáng)堿弱酸鹽的水解平衡常數(shù)

以CH3COONa為例，其水解平衡常數(shù)的推導(dǎo)過程如下：

[CH3COOH-+H2O?CH3COOH+OH-]

[Kh（CH3OO-）=c（CH3COOH）c（OH-）c（CH3OO-）=c（CH3COOH）c（OH-）c（H+）c（CH3COOH-）c（H+）=KwKa（CH3COOH）]

關(guān)鍵在于第二步中分子和分母同時(shí)乘以c（H+），得出CH3COONa的水解平衡常數(shù)Kh等于水的離子積Kw與醋酸電離常數(shù)Ka相除的商。

2.強(qiáng)酸弱堿鹽的水解平衡常數(shù)

以NH4Cl為例，其水解平衡常數(shù)的推導(dǎo)過程如下：

[NH+4+H2O?NH3·H2O+H+]

[Kh（NH+4）=c（NH3·H2O）c（H+）c（NH+4）=c（NH3·H2O）c（H+）c（OH-）c（NH+4）c（OH-）=KwKb（NH3·H2O）]

關(guān)鍵在于第二步中分子和分母同時(shí)乘以c（OH-），得出NH4Cl的水解平衡常數(shù)Kh等于Kw與一水合氨的電離常數(shù)Kb相除的商。

3.弱酸弱堿鹽的水解平衡常數(shù)

以CH3COONH4為例，其水解平衡常數(shù)的推導(dǎo)過程如下：

[CH3COO-+NH+4+H2O?CH3OOH+NH3·H2O]

[Kh（CH3COO-）=c（CH3COOH）c（NH3·H2O）c（CH3COO-）c（NH+4）]

[=c（CH3COOH）c（NH3·H2O）c（OH-）c（H+）c（CH3COO-）c（NH+4）c（OH-）c（H+）]

[=KwKa（CH3COOH）Kb（NH3·H2O）]

關(guān)鍵在于第二步中分子和分母同時(shí)乘以c（H+）和c（OH-），得出CH3COONH4的水解平衡常數(shù)Kh等于Kw除以Ka與Kb。

這種在平衡常數(shù)表達(dá)式的基礎(chǔ)上分子、分母同時(shí)乘上一個或多個相同的數(shù)，使其“湊”成相應(yīng)常數(shù)的方法很常見。這也是大學(xué)無機(jī)化學(xué)中重要的解題方法，要讓高中生逐漸接受。

二、水解平衡常數(shù)Kh的應(yīng)用

1.解釋水解程度較弱的原因

從以上Kh的表達(dá)式可知，Kh等于Kw與弱電解質(zhì)電離常數(shù)相除的商。由于水的離子積很小，為1×10-14（25 ℃）。而一般弱酸弱堿的電離常數(shù)遠(yuǎn)大于這個值，故兩者的商Kh通常很小，即水解程度通常較弱。例如，Ka（HF）為6.31×10-4，可算出Kh（F-）僅為1.58×10-11。這樣，學(xué)生就可以從數(shù)據(jù)中更直觀地感受到水解程度的強(qiáng)弱。

2.解釋“越弱越水解”和“都弱更水解”的原因

從以上Kh的表達(dá)式可知，當(dāng)鹽對應(yīng)的弱電解質(zhì)越弱，即電離常數(shù)越小，Kh的值就越大，這就完美地解釋了“越弱越水解”。例如Ka（CH3COOH）為1.75×10-5，比Ka（HF）小，由此可知氟離子的水解程度不如醋酸根。

對于弱酸弱堿鹽來說，由于Kh等于Kw除以Ka與Kb的乘積，這就使得Kh的表達(dá)式中分母更小，得到的Kh值更大。因此， “都弱更水解”。

3.判斷弱酸的酸式酸鹽的酸堿性

弱酸的酸式酸根在水溶液中既可以水解（顯堿性），又可以電離（顯酸性）。那么，為什么NaHCO3的水解程度大于電離程度顯堿性，而NaHSO3卻是電離程度大于水解程度顯酸性呢？一般的教學(xué)處理是讓學(xué)生記住這種特殊的情況，而通過比較水解常數(shù)Kh與其電離常數(shù)Ka就可以輕松地解決這個問題。以NaHCO3為例，Kh（HCO3-）=Kw / Ka（H2CO3），經(jīng)過計(jì)算可知Kh（HCO3-）為2.25×10-8，而Ka（HCO3-）為4.69×10-11，Kh（HCO3-）大于Ka（HCO3-），即水解程度大于電離程度，因而顯堿性。這種方法適用于任何酸式酸鹽溶液的酸堿性判斷，只要有相應(yīng)的電離常數(shù)，都可以快速地知道結(jié)果。通過學(xué)生自己查數(shù)據(jù)來解決問題的教學(xué)方法，體現(xiàn)了學(xué)生的主體地位，符合學(xué)生化學(xué)素養(yǎng)的培養(yǎng)模式。

三、實(shí)例精解，深層領(lǐng)悟

【例1】（2013年山東高考，節(jié)選）25℃時(shí)，H2SO3 [?] [HSO-3] + H+的電離常數(shù)Ka=1×10-2，則該溫度下NaHSO3水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh=________;若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中[c（H2SO3）c（HSO-3）]將________（填“增大”“減小”或“不變”）。

解析：Kh=Kw / Ka（H2SO3）=10-14/ 10-2 =10-12;NaHSO3中加入I2發(fā)生的反應(yīng)為：HSO3- + I2? +? H2O [] 2I- + SO42-? + 3H+ ，求[c（H2SO3）c（HSO-3）]的變化一般有兩種方法。方法一：根據(jù)“湊”常數(shù)的方法，即在分式上下同乘c（H+），可得[c（H2SO3）c（HSO-3）=c（H2SO3）c（H+）c（HSO-3）c（H+）=c（H+）Ka]，由于c（H+）在增大且Kh不變，故比值增大;方法二：根據(jù)上個空求Kh的提示，列出Kh的表達(dá)式：[Kh（HSO-3）=c（H2SO3）c（H-）c（HSO-3）]，則[c（H2SO3）c（HSO-3）=Kh（HSO-3）c（OH-）]，c（H+）增大，c（OH-）減小，故比值增大。

【例2】（2017年全國Ⅰ卷第13題）常溫下將NaOH溶液添加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關(guān)系如圖所示。下列敘述錯誤的是（）。

A. Ka2（H2X）的數(shù)量級為10-6

B. 曲線N表示pH與[lgc（HX-）c（H2X）]的變化關(guān)系

C. NaHX溶液中c（H+） [>] c（OH-）

D. 當(dāng)混合溶液呈中性時(shí)，c（Na+） [>] c（HX-） [>] c（X2-） [>] c（H+） = c（OH-）

解析：已知H2X的電離過程為H2X[?]HX- + H+，HX- [?]X2- + H+，Ka1 =[c（HX-）c（H+）c（H2X）]，Ka2 =[c（X2-）c（H+）c（HX-），]? ? ? Ka1 [>] Ka2。取橫坐標(biāo)為0時(shí)，[c（HX-）c（H2X）=c（X2-）c（HX-）=1]，這時(shí)M、N對應(yīng)的c（H+）分別為10-5.4和10-4.4，可知Ka1 =10-4.4，Ka2 =10-5.4，A正確;由于N對應(yīng)為Ka1，故曲線N表示pH與[lgc（HX-）c（H2X）]的變化關(guān)系，B正確;Kh（HX-）=Kw / Ka1=10-14/ 10-4.4 = 10-9.6 [<] Ka2，故HX-的電離程度大于水解程度，顯酸性，C正確;當(dāng)混合溶液呈中性時(shí)pH=7，這時(shí)[lgc（X2-）c（HX-）>0]， 即c（X2-） [>] c（HX-），D錯誤。

綜上所述，利用好水解平衡常數(shù)Kh可以讓水解的課堂更加具有化學(xué)特色。教學(xué)中要不斷加強(qiáng)學(xué)生“湊”常數(shù)的思維方式，這有利于學(xué)生將來更好地接受大學(xué)中無機(jī)化學(xué)的解題思想，不斷提高學(xué)生的化學(xué)素養(yǎng)。

（責(zé)任編輯 羅? ?艷）