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

二、單一規(guī)律的實(shí)例與解釋

1.強(qiáng)酸制弱酸的實(shí)例與解釋我們知道HClO的酸性強(qiáng)于HC03-，即Ka（HCO）>Ka2（H2CO3），所以K>l，反應(yīng)可以發(fā)生。查閱資料可得Ka（HCIO）=4.0×10-8，Ka2（H2CO3）=4.7×10-11，計(jì)算得K≈8.5×l02 <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+即HA的酸性強(qiáng)于HC的時(shí)，K=反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行。當(dāng)即HC的酸性強(qiáng)于HA的時(shí)，K=反應(yīng)逆向自發(fā)進(jìn)行。岡此，強(qiáng)酸制弱酸的本質(zhì)規(guī)律在于兩酸之問Ka的競爭。

2.沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)例與解釋

（1）實(shí)例：2Agl+S2=Ag2S+2I。

分析：查閱資料得K說明這個(gè)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(shí)例一樣）。

三、多種因素競爭的實(shí)例與解釋

（1）實(shí)例：H2S+Cu2+=CuS↓++2H+。

這是中學(xué)中最經(jīng)典的一個(gè)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(shí)如此，但這個(gè)解釋還只是定性的模糊解釋。

分析：K =而查閱資料得說明這個(gè)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。

作者單位：山東省泰安第二中學(xué)