■宋立德

中學(xué)化學(xué)中，像強(qiáng)酸制弱酸這樣的經(jīng)驗規(guī)律有很多，也被大多數(shù)人所接受，但對于這些經(jīng)驗規(guī)律的解釋教材上只是一些模糊的定性，缺乏一個統(tǒng)一的有說服力的解釋。下面就通過計算平衡常數(shù)來探究強(qiáng)酸制弱酸等實驗規(guī)律的本質(zhì)。

一、通過平衡常數(shù)判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向

只要平衡常數(shù)K＞1，該反應(yīng)就可以正向自發(fā)進(jìn)行。中學(xué)教科書中指出，平衡常數(shù)K＞105，則該反應(yīng)進(jìn)行得較為完全，平衡常數(shù)K＜10-5，則該反應(yīng)較難進(jìn)行，因此，通過計算平衡常數(shù)K，可以有效地判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向。

二、單一規(guī)律的實例與解釋

1.強(qiáng)酸制弱酸的實例與解釋

分析：K==我 們 知 道 HClO 的 酸 性 強(qiáng) 于，即Ka(HClO)＞Ka2(H2CO3)，所以K＞1，反應(yīng)可以發(fā)生。查閱資料可得Ka(HClO)=4.0×10-8，Ka2(H2CO3)=4.7×10-11，計算得K≈8.5×102＜105，所以盡管反應(yīng)可以進(jìn)行，但進(jìn)行得并不徹底。

(2)解釋：設(shè)一元酸HA、HC的電離平衡常數(shù)分別為Ka(HA)、Ka(HC)，對于反應(yīng)HA+C- == HC + A-，K==。 當(dāng)Ka(HA)＞Ka(HC)時，即HA 的酸性強(qiáng)于HC 的時，K=，反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行。當(dāng)Ka(HA)＜Ka(HC)時，即HC 的酸性強(qiáng)于HA 的時，K=，反應(yīng)逆向自發(fā)進(jìn)行。因此，強(qiáng)酸制弱酸的本質(zhì)規(guī)律在于兩酸之間Ka的競爭。

2.沉淀轉(zhuǎn)化的實例與解釋

(1)實例：2AgI+S2-==Ag2S+2I-。

分析：K==而Ksp(Ag2S)，，所 以查閱資料得Ksp(Ag2S)=6.3×10-50，Ksp(AgI)=8.3×10-17，可得K≈1.1×1017?105，說明這個反應(yīng)可以進(jìn)行得非常徹底。

(2)解釋。沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)規(guī)律在于兩種沉淀之間Ksp的競爭，但要注意的是，對于兩種不同類型的沉淀(陰、陽離子比不同)，Ksp可能就要變成相應(yīng)的次方(就像上面的實例一樣)。

三、多種因素競爭的實例與解釋

(1)實例：H2S+Cu2+==CuS↓+2H+。

這是中學(xué)中最經(jīng)典的一個所謂“強(qiáng)酸制弱酸”的特例，中學(xué)對于此的解釋為生成了CuS沉淀，原因確實如此，但這個解釋還只是定性的模糊解釋。

分析：K==而Ksp(CuS)，所 以。查閱資料得Ka1(H2S)=8.9×10-8，Ka2(H2S)=1.2×10-13，Ksp(CuS)=6.3×10-36，求得K≈1.7×1015?105，說明這個反應(yīng)可以進(jìn)行得非常徹底。

(2)解釋。對于這種多種因素競爭的反應(yīng)，本質(zhì)還是一樣的，即通過各種已知常數(shù)(Ka、Kb、Kw、Ksp等)導(dǎo)出該反應(yīng)的K，從而判斷。