对弱电解质电离平衡的再认识

潘红梅

摘   要：弱电解质的电离平衡是化学平衡知识的再延续。“多角度证明电离平衡的存在及全面认识电离常数”是本节教学的重、难点。本文结合教学实践，利用定量的证据，重新认识弱电解质的电离平衡。

关键词：多角度;电离平衡;存在;认识;电离常数

“弱电解质的电离平衡”是《化学反应原理》模块专题3—“溶液中离子反应”的重要内容之一，本节内容的难点是“证明电离平衡存在”，重点“电离平衡的应用”。由于这部分内容比较抽象、理论性太强，教学中发现学生存在以下两点问题：不能“多角度地论证电离平衡的存在”;不会“应用电离常数理解離子反应的发生”，尤其容易“割裂离子反应与电离平衡的关联”。为了使学生理解电离平衡的实质和电离常数的意义，本文从定量的角度来突破对弱电解质电离平衡的认识。

1  多角度证明平衡存在

1.1  醋酸分子的电离

确定醋酸分子可电离，通常采用如下几种定量化的对比实验：测同浓度的盐酸、醋酸的pH（或电导率）;比较与具有相同表面积镁条反应时，产生的氢气体积变化;测浓度、温度变化时醋酸的pH。下面就来呈现各组实验数据及结果。

实验试剂：0.1mol·L-1盐酸、0.1mol·L-1醋酸、镁条、0.01 mol·L-1醋酸，实验结果见表1，表2，图1和图2。

足量的具有相同表面积的镁条投入同体积、同浓度（均为0.1mol·L-1）的盐酸和醋酸中，刚开始，盛装盐酸的气球大，反应结束后气球一样大，气球大小的变化过程可用图1表示[ 1 ]：

V（H2）-t图像可用图2表示：

利用醋酸、盐酸pH大小，知道不同的酸电离程度不同，比较“强、弱酸的电离程度”，依据所测的pH值，得出“弱酸的电离程度很微弱的”特征，从而解释了反应开始时相同浓度的醋酸与镁条产气慢的原因。反应结束后相同浓度的醋酸、盐酸产气量相等，推断醋酸分子可以进行“分步式”电离，即镁促进了醋酸的电离。当然，浓度、温度也能改变醋酸的电离程度，这些现象都说明了醋酸中存在电离平衡。初步形成电离平衡和化学平衡有相似之处的意识，为后续学习电离平衡的相关知识奠定基础。

1.2  离子结合成分子

根据“强制弱”的反应规律，H+能与CH3COO-结合成CH3COOH分子。在寻找定量的依据、设计实验方案的过程中，绝大多数学生都不约而同地选择熟悉的CH3COONa作为CH3COO-的来源，殊不知，CH3COONa溶液显碱性，会影响pH值的测定，最终选择中性的CH3COONH4作为CH3COO-的来源，具体的实验数据见表3。

通过测pH值，倒推溶液中c（H+）减少的原因就是与所加试剂中的CH3COO-发生了离子反应，这就要求所选试剂不能影响pH值的测定。在讨论过程中，很多学生都会选择醋酸钠，一方面由于醋酸钠是比较熟悉的钠盐，另一方面不熟悉醋酸钠溶液的酸碱性。最终实验方案选择了中性醋酸铵，一来它不影响pH的测量结果，二来固态醋酸铵无需做对照实验。

2  全面认识电离常数

2.1  理解“反应”“平衡”

电离常数是定量判断水溶液酸、碱相对强弱的重要依据：电离常数越大，酸性越强。若从离子反应的角度看，酸性越弱，酸根离子结合H+能力越强。如醋酸的电离方程式：CH3COOH?CH3COO-+H+，电离常数Ka =1.76×10-5 [ 1 ]。若盐酸与醋酸钠溶液混合时，则发生的化学反应为：HCl（aq）+CH3COONa（aq）=CH3COOH（aq）+NaCl（aq），其平衡常数K=，学生很容易判断该混合溶液以“离子反应”为主。

2.2  判断“水解”“分解”

若加热饱和NaHCO3溶液，则产生CO2气体。CO2是水解产物还是分解产物？可以利用电离常数进行解释：NaHCO3溶液中存在三个平衡关系：HCO+H2O?H2CO3+OH-（K=）、HCO+H2O?CO+H3O+（Ka2）、 OH-+H3O+?2H2O。根据“当一种离子同时参与多个平衡时，其浓度皆相同”的多重平衡规则。因此，上述三个平衡相加得：2HCO?H2CO3+CO，K=，K1

2.3  解释“水解”“电离”

饱和NaHCO3溶液中加入CaCl2溶液时产生白色沉淀CaCO3，从微观角度定量分析如下：随着CaCl2溶液的加入，Ca与CO结合生成CaCO，使NaHCO溶液中HCO的电离程度大于其水解程度。即HCO?CO+H是体系中的主要平衡，HCO结合电离出的H形成HCO ，反应方程式为：Ca+2HCO =CaCO↓+HO+CO↑。设此反应的平衡常数为K，则

K=

=

===4.76×10

从平衡常数K=4.76×10，可以判断上述反应比较完全，刚好定量解释了不用CaCl2溶液鉴别Na2CO3、NaHCO3的原因。

若向NaHCO3溶液中加入Al2（SO4）3溶液时，先产生白色沉淀Al（OH）3随后有气体CO2生成。从宏观现象分析，产生CO2气体的原因是碳酸浓度升高的结果，需要HCO水解平衡正向移动并作为复杂体系的主平衡。即体系中HCO的水解程度大于其电离程度。总而言之，HCO究竟是“水解”为主还是“电离”为主，取决于体系中微粒间能否再发生相互作用。

2.4  计算电离常数

“H2CO3、HCO、CO”是水溶液中常见的三种含碳元素的微粒，习题中我们会遇见它们在水溶液中的分布图（见图4），图像的横坐标为溶液的pH，纵坐标是微粒的量分数，并会出现交点。结合图像及电离常数的表达式，可计算出交点处的pH数值就是对应酸的电离常数pK。由于碳酸是二元弱酸，其微粒组分的分布图像就有两个交点，pK对应第一个交点（A）处的pH值，pK对应第二个交点（B）的pH值。当然，除此之外，还能判断微粒所处溶液的酸碱性：H2CO3溶液的pH在5左右，NaHCO3溶液的pH约为8-9。

5 分析反应产物

少量CO2通入NaClO（或苯酚钠）溶液时，为什么生成NaHCO3而不是Na2CO3？根据电离常数定性地判断：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不会继续电离。亦可用电离常数，定量地解释少量CO2通入NaClO（或苯酚钠）溶液生成NaHCO3的原因，具体的过程如下：

设NaClO+H2O+CO2=NaHCO3+HClO平衡常数为K则

K=

=

= == 14.58

设2NaClO+H2O+CO2=Na2CO3+2HClO平衡常数为K2则

K2=

=

== 2.77×10-2

由两个化学反应的平衡常数可以断定：向次氯钠溶液中通入CO2，无论CO2的量如何，次氯酸钠溶液与二氧化碳的反应都生成碳酸氢钠。

3  小结

弱电解质电离平衡的教学关键点是帮助学生多角度建立电离平衡的存在：有的基于实验现象与实验数据，有的则需要推理论证进而设计方案。理解了弱电解质的电离存在平衡，接下来就要整明白电离平衡的意义所在，这样的教学规律，符合学生的认识发展过程，能不断提高学生的科学探究能力，从而落实学生学科核心素养的达成。

参考文献：

[1] 王祖浩.化学反应原理（选择性必修一）[M].南京：凤凰教育出版社，2021：81.