潘紅梅

摘? ?要：弱電解質(zhì)的電離平衡是化學(xué)平衡知識的再延續(xù)。“多角度證明電離平衡的存在及全面認識電離常數(shù)”是本節(jié)教學(xué)的重、難點。本文結(jié)合教學(xué)實踐，利用定量的證據(jù)，重新認識弱電解質(zhì)的電離平衡。

關(guān)鍵詞：多角度;電離平衡;存在;認識;電離常數(shù)

“弱電解質(zhì)的電離平衡”是《化學(xué)反應(yīng)原理》模塊專題3—“溶液中離子反應(yīng)”的重要內(nèi)容之一，本節(jié)內(nèi)容的難點是“證明電離平衡存在”，重點“電離平衡的應(yīng)用”。由于這部分內(nèi)容比較抽象、理論性太強，教學(xué)中發(fā)現(xiàn)學(xué)生存在以下兩點問題：不能“多角度地論證電離平衡的存在”;不會“應(yīng)用電離常數(shù)理解離子反應(yīng)的發(fā)生”，尤其容易“割裂離子反應(yīng)與電離平衡的關(guān)聯(lián)”。為了使學(xué)生理解電離平衡的實質(zhì)和電離常數(shù)的意義，本文從定量的角度來突破對弱電解質(zhì)電離平衡的認識。

1? 多角度證明平衡存在

1.1? 醋酸分子的電離

確定醋酸分子可電離，通常采用如下幾種定量化的對比實驗：測同濃度的鹽酸、醋酸的pH（或電導(dǎo)率）;比較與具有相同表面積鎂條反應(yīng)時，產(chǎn)生的氫氣體積變化;測濃度、溫度變化時醋酸的pH。下面就來呈現(xiàn)各組實驗數(shù)據(jù)及結(jié)果。

實驗試劑：0.1mol·L-1鹽酸、0.1mol·L-1醋酸、鎂條、0.01 mol·L-1醋酸，實驗結(jié)果見表1，表2，圖1和圖2。

足量的具有相同表面積的鎂條投入同體積、同濃度（均為0.1mol·L-1）的鹽酸和醋酸中，剛開始，盛裝鹽酸的氣球大，反應(yīng)結(jié)束后氣球一樣大，氣球大小的變化過程可用圖1表示[ 1 ]：

V（H2）-t圖像可用圖2表示：

利用醋酸、鹽酸pH大小，知道不同的酸電離程度不同，比較“強、弱酸的電離程度”，依據(jù)所測的pH值，得出“弱酸的電離程度很微弱的”特征，從而解釋了反應(yīng)開始時相同濃度的醋酸與鎂條產(chǎn)氣慢的原因。反應(yīng)結(jié)束后相同濃度的醋酸、鹽酸產(chǎn)氣量相等，推斷醋酸分子可以進行“分步式”電離，即鎂促進了醋酸的電離。當(dāng)然，濃度、溫度也能改變醋酸的電離程度，這些現(xiàn)象都說明了醋酸中存在電離平衡。初步形成電離平衡和化學(xué)平衡有相似之處的意識，為后續(xù)學(xué)習(xí)電離平衡的相關(guān)知識奠定基礎(chǔ)。

1.2? 離子結(jié)合成分子

根據(jù)“強制弱”的反應(yīng)規(guī)律，H+能與CH3COO-結(jié)合成CH3COOH分子。在尋找定量的依據(jù)、設(shè)計實驗方案的過程中，絕大多數(shù)學(xué)生都不約而同地選擇熟悉的CH3COONa作為CH3COO-的來源，殊不知，CH3COONa溶液顯堿性，會影響pH值的測定，最終選擇中性的CH3COONH4作為CH3COO-的來源，具體的實驗數(shù)據(jù)見表3。

通過測pH值，倒推溶液中c（H+）減少的原因就是與所加試劑中的CH3COO-發(fā)生了離子反應(yīng)，這就要求所選試劑不能影響pH值的測定。在討論過程中，很多學(xué)生都會選擇醋酸鈉，一方面由于醋酸鈉是比較熟悉的鈉鹽，另一方面不熟悉醋酸鈉溶液的酸堿性。最終實驗方案選擇了中性醋酸銨，一來它不影響pH的測量結(jié)果，二來固態(tài)醋酸銨無需做對照實驗。

2? 全面認識電離常數(shù)

2.1? 理解“反應(yīng)”“平衡”

電離常數(shù)是定量判斷水溶液酸、堿相對強弱的重要依據(jù)：電離常數(shù)越大，酸性越強。若從離子反應(yīng)的角度看，酸性越弱，酸根離子結(jié)合H+能力越強。如醋酸的電離方程式：CH3COOH?CH3COO-+H+，電離常數(shù)Ka =1.76×10-5 [ 1 ]。若鹽酸與醋酸鈉溶液混合時，則發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)為：HCl（aq）+CH3COONa（aq）=CH3COOH（aq）+NaCl（aq），其平衡常數(shù)K=，學(xué)生很容易判斷該混合溶液以“離子反應(yīng)”為主。

2.2? 判斷“水解”“分解”

若加熱飽和NaHCO3溶液，則產(chǎn)生CO2氣體。CO2是水解產(chǎn)物還是分解產(chǎn)物？可以利用電離常數(shù)進行解釋：NaHCO3溶液中存在三個平衡關(guān)系：HCO+H2O?H2CO3+OH-（K=）、HCO+H2O?CO+H3O+（Ka2）、 OH-+H3O+?2H2O。根據(jù)“當(dāng)一種離子同時參與多個平衡時，其濃度皆相同”的多重平衡規(guī)則。因此，上述三個平衡相加得：2HCO?H2CO3+CO，K=，K1

2.3? 解釋“水解”“電離”

飽和NaHCO3溶液中加入CaCl2溶液時產(chǎn)生白色沉淀CaCO3，從微觀角度定量分析如下：隨著CaCl2溶液的加入，Ca與CO結(jié)合生成CaCO，使NaHCO溶液中HCO的電離程度大于其水解程度。即HCO?CO+H是體系中的主要平衡，HCO結(jié)合電離出的H形成HCO ，反應(yīng)方程式為：Ca+2HCO =CaCO↓+HO+CO↑。設(shè)此反應(yīng)的平衡常數(shù)為K，則

K=

=

===4.76×10

從平衡常數(shù)K=4.76×10，可以判斷上述反應(yīng)比較完全，剛好定量解釋了不用CaCl2溶液鑒別Na2CO3、NaHCO3的原因。

若向NaHCO3溶液中加入Al2（SO4）3溶液時，先產(chǎn)生白色沉淀Al（OH）3隨后有氣體CO2生成。從宏觀現(xiàn)象分析，產(chǎn)生CO2氣體的原因是碳酸濃度升高的結(jié)果，需要HCO水解平衡正向移動并作為復(fù)雜體系的主平衡。即體系中HCO的水解程度大于其電離程度?？偠灾?，HCO究竟是“水解”為主還是“電離”為主，取決于體系中微粒間能否再發(fā)生相互作用。

2.4? 計算電離常數(shù)

“H2CO3、HCO、CO”是水溶液中常見的三種含碳元素的微粒，習(xí)題中我們會遇見它們在水溶液中的分布圖（見圖4），圖像的橫坐標(biāo)為溶液的pH，縱坐標(biāo)是微粒的量分數(shù)，并會出現(xiàn)交點。結(jié)合圖像及電離常數(shù)的表達式，可計算出交點處的pH數(shù)值就是對應(yīng)酸的電離常數(shù)pK。由于碳酸是二元弱酸，其微粒組分的分布圖像就有兩個交點，pK對應(yīng)第一個交點（A）處的pH值，pK對應(yīng)第二個交點（B）的pH值。當(dāng)然，除此之外，還能判斷微粒所處溶液的酸堿性：H2CO3溶液的pH在5左右，NaHCO3溶液的pH約為8-9。

5 分析反應(yīng)產(chǎn)物

少量CO2通入NaClO（或苯酚鈉）溶液時，為什么生成NaHCO3而不是Na2CO3？根據(jù)電離常數(shù)定性地判斷：CO2溶于水形成H2CO3，由于H2CO3的酸性大于HClO（或苯酚）的酸性，溶液中：H2CO3 ?H++HCO，ClO- +H+ =HClO。但HClO（或苯酚）的酸性大于HCO的酸性，故HCO不會繼續(xù)電離。亦可用電離常數(shù)，定量地解釋少量CO2通入NaClO（或苯酚鈉）溶液生成NaHCO3的原因，具體的過程如下：

設(shè)NaClO+H2O+CO2=NaHCO3+HClO平衡常數(shù)為K則

K=

=

= == 14.58

設(shè)2NaClO+H2O+CO2=Na2CO3+2HClO平衡常數(shù)為K2則

K2=

=

== 2.77×10-2

由兩個化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)可以斷定：向次氯鈉溶液中通入CO2，無論CO2的量如何，次氯酸鈉溶液與二氧化碳的反應(yīng)都生成碳酸氫鈉。

3? 小結(jié)

弱電解質(zhì)電離平衡的教學(xué)關(guān)鍵點是幫助學(xué)生多角度建立電離平衡的存在：有的基于實驗現(xiàn)象與實驗數(shù)據(jù)，有的則需要推理論證進而設(shè)計方案。理解了弱電解質(zhì)的電離存在平衡，接下來就要整明白電離平衡的意義所在，這樣的教學(xué)規(guī)律，符合學(xué)生的認識發(fā)展過程，能不斷提高學(xué)生的科學(xué)探究能力，從而落實學(xué)生學(xué)科核心素養(yǎng)的達成。

參考文獻：

[1] 王祖浩.化學(xué)反應(yīng)原理（選擇性必修一）[M].南京：鳳凰教育出版社，2021：81.