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        對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的再認(rèn)識(shí)

        2022-05-30 19:35:01潘紅梅
        中學(xué)理科園地 2022年4期
        關(guān)鍵詞:存在多角度認(rèn)識(shí)

        潘紅梅

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

        關(guān)鍵詞:多角度;電離平衡;存在;認(rèn)識(shí);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(diǎn)是“證明電離平衡存在”,重點(diǎn)“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(qiáng),教學(xué)中發(fā)現(xiàn)學(xué)生存在以下兩點(diǎn)問題:不能“多角度地論證電離平衡的存在”;不會(huì)“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(shí)質(zhì)和電離常數(shù)的意義,本文從定量的角度來突破對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的認(rèn)識(shí)。

        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(duì)比實(shí)驗(yàn):測(cè)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(shí),產(chǎn)生的氫氣體積變化;測(cè)濃度、溫度變化時(shí)醋酸的pH。下面就來呈現(xiàn)各組實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)及結(jié)果。

        實(shí)驗(yàn)試劑:0.1mol·L-1鹽酸、0.1mol·L-1醋酸、鎂條、0.01 mol·L-1醋酸,實(shí)驗(yàn)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(qiáng)、弱酸的電離程度”,依據(jù)所測(cè)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(shí)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(jìn)行“分步式”電離,即鎂促進(jìn)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(shí),為后續(xù)學(xué)習(xí)電離平衡的相關(guān)知識(shí)奠定基礎(chǔ)。

        1.2? 離子結(jié)合成分子

        根據(jù)“強(qiáng)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(jì)實(shí)驗(yàn)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(huì)影響pH值的測(cè)定,最終選擇中性的CH3COONH4作為CH3COO-的來源,具體的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)見表3。

        通過測(cè)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(cè)定。在討論過程中,很多學(xué)生都會(huì)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(shí)驗(yàn)方案選擇了中性醋酸銨,一來它不影響pH的測(cè)量結(jié)果,二來固態(tài)醋酸銨無需做對(duì)照實(shí)驗(yàn)。

        2? 全面認(rèn)識(shí)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(duì)強(qiáng)弱的重要依據(jù):電離常數(shù)越大,酸性越強(qiáng)。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(qiáng)。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(shí),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(jìn)行解釋:NaHCO3溶液中存在三個(gè)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(shí)參與多個(gè)平衡時(shí),其濃度皆相同”的多重平衡規(guī)則。因此,上述三個(gè)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(shí)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(shí),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(dòng)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琀CO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(jì)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(huì)遇見它們?cè)谒芤褐械姆植紙D(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?jǐn)?shù),并會(huì)出現(xiàn)交點(diǎn)。結(jié)合圖像及電離常數(shù)的表達(dá)式,可計(jì)算出交點(diǎn)處的pH數(shù)值就是對(duì)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(gè)交點(diǎn),pK對(duì)應(yīng)第一個(gè)交點(diǎn)(A)處的pH值,pK對(duì)應(yīng)第二個(gè)交點(diǎn)(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(shí),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(huì)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(gè)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(diǎn)是幫助學(xué)生多角度建立電離平衡的存在:有的基于實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象與實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù),有的則需要推理論證進(jìn)而設(shè)計(jì)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(rèn)識(shí)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(shí)學(xué)生學(xué)科核心素養(yǎng)的達(dá)成。

        參考文獻(xiàn):

        [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.

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