如何掌握溶液酸、堿性學(xué)習(xí)的脈絡(luò)

摘 要： 本文指出在復(fù)習(xí)電解質(zhì)溶液時，可以水的電離平衡為主線分析在純水和酸、堿、鹽等稀溶液中，各種因素對水的電離平衡的影響，旨在使知識系統(tǒng)化，使學(xué)生更容易理解和掌握酸、堿、鹽等稀溶液呈酸、堿性的原因及規(guī)律。

關(guān)鍵詞： 電解質(zhì) 電離平衡 水的離子積

了解化學(xué)科學(xué)發(fā)展的主要線索，掌握基本概念和原理，理解化學(xué)現(xiàn)象的本質(zhì)，認(rèn)識化學(xué)變化的基本規(guī)律，樹立有關(guān)化學(xué)科學(xué)的觀念是學(xué)生學(xué)習(xí)的基本技能之一。而高中化學(xué)讓學(xué)生感到較難理解和掌握的內(nèi)容之一是關(guān)于電解質(zhì)溶液的知識點(diǎn)，特別是溶液的酸、堿性及鹽類的水解等方面的知識基本上是純理論的，一些學(xué)生學(xué)習(xí)時感到無從下手，學(xué)得很吃力，更有甚者喪失了學(xué)習(xí)的動力。

在討論溶液酸、堿性的時候，水的電離是極易被忽視的。人們總是認(rèn)為，酸能電離出H，酸的溶液就顯酸性，而似乎與水無關(guān)，水的相對量至多影響酸的濃度。其實(shí)酸、堿、鹽的溶液對水的電離平衡均有重大影響，這種影響在分析某些問題時可以“忽略不計”，而在分析另一些問題時，就是至關(guān)重要的。因此，我們只要引導(dǎo)學(xué)生找準(zhǔn)知識的切入點(diǎn)——水的電離平衡，并且以水的電離平衡為主線展開復(fù)習(xí)，那么無論是純水還是酸、堿、鹽等稀溶液就都可以在水的電離平衡有關(guān)的知識演繹中得到解釋，學(xué)生就會很自然地接受知識，使知識系統(tǒng)化，從而自然地對學(xué)習(xí)化學(xué)特別是化學(xué)理論知識產(chǎn)生濃厚興趣。關(guān)于這方面的復(fù)習(xí)我們可通過以下幾步完成。

一、水的離子積概念

水的電離平衡方程式可簡寫為：HO?葑H+OH。Kw可由純水的電離平衡常數(shù)導(dǎo)出：K=。經(jīng)測定，水的電離極其微弱，在室溫下，1L純水中只有1×10mol水發(fā)生電離（水的密度為1g·cm，1L水的物質(zhì)的量n(HO)==55.6mol，即55.6mol水中只有1×10mol的水發(fā)生電離，電離前后我們可以認(rèn)為水的物質(zhì)的量幾乎不變，則c(HO)可視為常數(shù)，即c(HO）=55.6mol·L，我們把電離常數(shù)的表達(dá)式變形一下得到：c(H)·(OH)=K·c(HO)，其中K只隨溫度變化而變化，而對于c(HO)，即使溫度變化，它的變化也很小，所以仍把它視為一常數(shù)。因此K·c(HO)也是一常數(shù)，用Kw表示，稱之為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。只要溫度不變Kw就是一定值，室溫下，Kw=c(H)·c(OH)=10·10=1×10。水的離子積外延有以下幾方面的內(nèi)容：①Kw不僅適用于純水，還適用于稀的電解質(zhì)溶液（因?yàn)橄∪芤旱拿芏扰c水的密度相近，可視為與水密度相同，而濃溶液由于密度等的變化會導(dǎo)致水的濃度變化較大，從而使K·c(HO)，與同溫度下的Kw不同）。②表達(dá)式中的H和OH不只是水電離的，還分別是溶液中存在的所有的H和OH的總和，也即：若溶液中有n種物質(zhì)能產(chǎn)生H，則表達(dá)式中c(H)指的是由這n種物質(zhì)所產(chǎn)生的H加上水產(chǎn)生的H濃度的總和；c(OH)濃度的意義也同樣。③Kw的值只隨溫度變化而變化，常溫下，水電離的熱效應(yīng)△H=57KJ·mol，因此，升高溫度會促使水的電離平衡向電離的方向移動，水的離子積增大。

二、水的離子積在不同稀溶液中的表示方法

從本質(zhì)上分析不同介質(zhì)對水的電離影響時，必須明確兩點(diǎn)：①只要溫度一定，無論是純水，還是酸、堿、鹽溶液，水的離子積常數(shù)都不變；②在不同介質(zhì)中，水電離出來的n(H)=n(OH)。

1.在酸溶液中。

c(OH)=c(OH)，c(H)=c(H)+c(H)，由于水電離產(chǎn)生的c(H)遠(yuǎn)小于酸溶液電離產(chǎn)生的c(H)，因此可作如下近似：c(H)=c(H)+c(H)≈c(H)，從而有Kw=c(H)·c(OH)。

2.在堿溶液中。

c(H)=c(H)，而c(OH)=c(OH)+c(OH)，同樣由于c(OH)遠(yuǎn)小于堿溶液電離產(chǎn)生c(OH)，也可作如下近似：c(OH)=c(OH)+c(OH)≈c(OH)，因此有Kw=c(H)·c(OH)。

在1、2中，數(shù)據(jù)的近似處理方法是關(guān)鍵，也是學(xué)生理解的難點(diǎn)。

3.在鹽溶液中。

（1）對于強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，由于溶液中的離子不影響水的電離平衡，因此，水的電離與純水相同。

（2）強(qiáng)酸弱堿鹽，由于弱堿陽離子的水解，溶液中水電離出來的OH部分被消耗，因此有Kw=c(H)·c(OH)。

（3）強(qiáng)堿弱酸鹽，由于水電離出來的H部分與弱酸根結(jié)合成弱酸分子而被消耗，因此有Kw=c(H)·c(OH)。

總之，我們只有引導(dǎo)學(xué)生弄清溶液H、OH的來龍去脈，才能使學(xué)生正確理解Kw的意義。

三、溶液呈酸性、堿性的原因

我們知道水溶液中存在三類情況：①c(H)＞c(OH)，呈酸性；②c(H)=c(OH)，呈中性；③c(H)＜c(OH)，呈堿性。那么在不同介質(zhì)中，c(H)與c(OH)的大小發(fā)生變化的原因是什么？同樣我們通過酸、堿、鹽和水在常溫下的電離平衡的影響分析即可明了。

1.酸溶液。

在純水中加入酸，由于受酸電離出來的H的影響，使水的電離平衡，向生成水分子方向移動，水的電離度減小，使c(OH)＜c(OH)=10mol·L，因?yàn)镵w不變，可由c(H)=導(dǎo)出：c(H)＞10mol·L＞c(OH)，溶液呈酸性。

2.堿溶液。

在純水中加入堿，由于受堿電離出來的OH的影響，使得HO的電離平衡：HO?葑H+OH向逆方向移動，水的電離度減小，使c(H)＜c(H)=10mol·L，同樣通過Kw可導(dǎo)出：c(OH)＞10mol·L＞c(H)，溶液呈堿性。

3.鹽溶液。

本文只討論強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽、強(qiáng)酸弱堿鹽、強(qiáng)堿弱酸鹽，且都是正鹽的幾種情況。

(1)對于強(qiáng)酸強(qiáng)堿組成的正鹽，由于鹽中離子不對水的電離平衡產(chǎn)生影響，所以，仍有與純水情況相同，仍保持c(H)=c(OH)溶液呈中性。

(2)強(qiáng)酸弱堿鹽溶液，這類鹽電離出來的弱堿陽離子因與HO電離出來的OH結(jié)合成弱電解，促進(jìn)水的電離平衡，HO?葑H+OH向電離方向移動，使水的電離度增大，由于消耗了部分OH，使得H累積，并且對應(yīng)的堿越弱，H累積越多。c(H)＞ c(H)=10mol·L，所以溶液呈酸性。如NHCl水溶液中，由于NH結(jié)合水電離出來的OH生成弱堿NH·HO，使水繼續(xù)電離，最終有a(HO)＜a(HO)，且溶液中c(H)＞c(OH)。

(3)強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，這類鹽電離出來的弱酸根陰離子能與水電離出來的H結(jié)合成弱酸分子，由于消耗了部分H促使水的電離平衡向電離方向移動，造成OH累積，并且對應(yīng)的酸越弱，OH累積得越多，使c(OH)＞c(OH)＞10mol·L，所以溶液呈堿性。如在CHCOONa溶液中，由于CHCOO結(jié)合了水電離出來的H生成弱電解質(zhì)CHCOOH，使水繼續(xù)電離，最終有a(HO)＜a(HO)，且c(H)＞c(OH)。

學(xué)習(xí)過程中讓學(xué)生通過分析歸納得知，加酸、加堿都抑制水的電離，而加入能水解的鹽，則促進(jìn)水的電離。對于pH相同的酸和鹽，有a(HO)＜a(HO)，對于pH相同的堿和鹽，有a(HO)＜a(HO)。

四、問題解決

1.比較在不同溶液中水的電離度。

問題1：求pH分別都為5的NHCl和鹽酸溶液中，水的電離度之比？

分析：pH=5的NHCl中，c(H)=10mol·L=c(H)，故a(HO)=。

pH=5的鹽酸中，c(H)=c(OH)=≈==10mol·L。故a(HO)=。

結(jié)論：兩溶液中水的電離度之比==10。

2.由c(H)判斷溶液的pH值、可能存在的離子。

問題2：已知25℃時，某溶液中c(H)=10mol·L，則此溶液pH可能為 。

分析：當(dāng)c(H)=10mol·L＜10mol·L時，有二種可能：第一種情況：水的電離被抑制，此時，c(OH)=c(H)=10mol·L，根據(jù)Kw=c(H)·c(OH)，可知c(H)==10mol·L，則pH=2。第二種情況：由水電離出來的H被鹽中陰離子結(jié)合消耗而剩余c(H)=10mol·L，則溶液pH=12。

結(jié)論：溶液pH可能為2或12。

3.根據(jù)pH值求c(H)或c(OH)。

問題3：25℃，在pH=12的溶液中，c(OH)為（ ）。

A. 1×10mol·L B. 1×10mol·L

C. 1×10mol·L D. 1×10mol·L

分析：pH=12的溶液呈強(qiáng)堿性，可能為強(qiáng)堿溶液，則：c(H)=c(H)=10mol·L，故c(OH)=10mol·L。若為強(qiáng)堿弱酸鹽溶液，則：c(OH)=c(OH)===10mol·L。

結(jié)論為C、D。

總之，電解質(zhì)溶液是與水有關(guān)的溶液，而溶液呈現(xiàn)一定的酸、堿性必定與水的電離平衡有關(guān)，所以，我們只要引導(dǎo)學(xué)生對水的電離平衡及其介質(zhì)的影響的分析，順著水電離平衡的主線，對水中H、OH實(shí)行“跟蹤追擊”，就能化簡為易，輕松掌握溶液的酸堿性變化規(guī)律。