NaClO溶液、Ca（ClO）2溶液與CO2反應的生成物探究
2014-02-12 15:50:48江宏偉
化學教與學 2014年2期
江宏偉
摘要：根據“強酸制弱酸”的原理，判斷酸與鹽復分解反應的產物是我們中學常用的一種重要方法。但在具體應用時還要分類討論，若生成物為可溶于水的鹽（如碳酸氫鹽），則可以用強酸制弱酸的原理分析；若生成物為難溶物或不溶物，則以生成難溶物或不溶物為主。
關鍵詞：強酸；弱酸；電離平衡；溶解平衡
文章編號：1008-0546（2014）02-0064-02 中圖分類號：G632.41 文獻標識碼：B
doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2014.02.025
“強酸制弱酸”是復分解反應的一條重要規律，是因為弱酸根離子結合H+能力強于強酸根離子，弱酸根離子從強酸根離子那里奪去H+就結合成了弱酸。在中學化學這個規律可謂深入人心，但在教學過程中發現有很多同學對此規律缺乏深入理解，經常死記硬背、機械套用，從而出現一些錯誤。
一、問題起因
2013年11月學校組織了高三期中考試，在試卷分析時發現有一道選擇題學生得分率很低，原題如下：25℃時，弱酸的電離平衡常數如表1所示，下列離子反應方程式錯誤的是（ ）
A.氯水中加入少量NaHCO3粉末：HCO3-+H+=H2O+CO2↑
B.NaAl（OH）4溶液中通入足量CO2：Al（OH）4-+CO2=Al（OH）3↓+HCO3-
C.NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-
D.Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-
按照題目所給的數據，25℃時H2CO3的一級電離常數Ka1=4.30×10-7，二級電離常數Ka2=5.61×10-11，而HClO的電離常數K=2.95×10-8，說明酸性強弱：H2CO3 >HClO>HCO3-，根據“強酸制弱酸”的原理，就很容易理解選項C中的離子反應方程式是錯誤的，假如生成HClO和CO32-的話，它們會繼續反應而生成HCO3-。所以無論往NaClO溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應的離子反應方程式總是為：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-。這與苯酚鈉溶液中通入二氧化碳反應類似，由于苯酚的酸性介于H2CO3和HCO3-之間，所以無論往苯酚鈉溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應的離子反應方程式總是為：C6H5O-+CO2+H2O=C6H5OH+HCO3-。
二、提出質疑
這時有同學提出，根據上述分析類推，那么無論往Ca（ClO）2溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應方程式都應該為：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O= Ca（HCO3）2+2HClO。但是在蘇教版化學必修1教材中，工業上漂白粉漂白原理，Ca（ClO）2溶液與CO2反應的方程式為：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+HClO。而且在很多課外輔導書中顯示，當Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2時反應為：Ca（ClO）2+CO2+H2O= CaCO3↓+2HClO，只有當通入過量CO2時反應才是：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O=Ca（HCO3）2+2HClO。難道是書中的反應方程式寫錯了？還是“強酸制弱酸”的原理在這里就不適用啦？
三、實驗驗證
所用藥品：大理石、1 mol·L-1稀鹽酸、0.1 mol·L-1 Ca（ClO）2溶液、0.1 mol·L-1NaClO溶液、0.2 mol·L-1 BaCl2溶液
驗證步驟及現象、結論見下頁表2。
四、理論分析
對于Ca（ClO）2溶液與CO2反應會生成不同的生成物，我們可以從以下幾個角度分析：
按照水解平衡分析：Ca（ClO）2屬于強堿弱酸鹽，在溶液中存在水解平衡：Ca（ClO）2+H2O=Ca（OH）2+2HClO，向該溶液中通入少量CO2時發生下列反應：CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓+ H2O，促進Ca（ClO）2向水解的方向移動，所以次氯酸鈣溶液中通入少量CO2，生成CaCO3而不是Ca（HCO3）2。只有當通入過量的CO2時，過量的CO2與CaCO3反應才生成Ca（HCO3）2。
按照溶解平衡分析：溶液體系中Ca2+和H+存在著對CO32-的競爭，Ca2+與CO32-有生成難溶物CaCO3趨勢，H+與CO32-有生成的弱酸HCO3-的趨勢。查數據可知，CaCO3的溶解平衡：CaCO3（s）？葑Ca2+（aq）+CO32-（aq），25℃時Ksp=4.96×10-9，HCO3-的電離平衡：HCO3-？葑H++CO32-，25℃時Ka=5.61×10-11。上述實驗溶液中的c（Ca2+）=0.1 mol·L-1，通過計算可知，只要溶液中的c（CO32-）﹥4.96×10-8 mol·L-1，就可以向生成CaCO3沉淀的方向移動。由于溶液體系中HClO是弱酸，HClO電離出的H+量很少，通過HClO和HCO3-的電離平衡常數計算可知，溶液中c（CO32-）=3.0×10-7 mol·L-1遠大于4.96×10-8 mol·L-1，故少量CO2通入Ca（ClO）2溶液中應生成CaCO3。
按照標準反應自由能分析：25℃時，對于反應Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+ 2HClO：
ΔfGmθ=ΔfGmθ（CaCO3）+2△Gmθ（HClO）-△fGmθ（Ca2+）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）
=（-1128.76-2×79.9+553.04+2×37.2+394.38+
237.19）kJ·mol-1
=-29.55kJ·mol-1﹤0
25℃時，對于反應ClO-+CO2+H2O= HCO3-+ HClO：
△fGmθ=△fGmθ（HCO3-）+△fGmθ（HClO）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）
=（-587.06-79.9+37.2+394.38+237.19）kJ·mol-1
=+1.81kJ·mol-1﹥0
由此可知，Ca（ClO）2溶液與CO2的反應生成CaCO3的趨勢遠大于生成Ca（HCO3）2的趨勢。
五、總結
利用電離平衡常數的大小確定酸的強弱，根據“強酸制弱酸”的原理，判斷酸與鹽復分解反應的產物是我們中學常用的一種重要方法。但在具體應用時還要分類討論，若生成物為可溶于水的鹽（如碳酸氫鹽），則可以用強酸制弱酸的原理分析；若生成物為難溶物或不溶物，則以生成難溶物或不溶物為主，即使是弱酸也可以制強酸。比如H2S氣體通入到CuSO4溶液中發生反應為：CuSO4+H2S =CuS↓+H2SO4，這就是一個典型的弱酸制強酸的例子，反應能進行的原因是生成物中生成了難溶性的CuS。
在化學教學過程中，學生會遇到各式各樣的疑難問題，這就要求教師不斷加強學習，掌握各種解題的方法、思路，豐富自己的知識結構，以適應新課改對老師的要求。新課程教學呼喚教師從單純的知識傳遞者走向研究者、反思者，也就要求新時期的教師不僅專業學識要較為豐富，而且還善于對教學問題進行研究反思。
參考文獻
[1] 王祖浩. 化學反應原理[M].南京： 江蘇教育出版社，2012
[2] 王祖浩. 化學1 （必修）[M].南京： 江蘇教育出版社，2012
[3] 宋天佑，程鵬等.無機化學[M].北京：高等教育出版社，2009endprint
摘要：根據“強酸制弱酸”的原理，判斷酸與鹽復分解反應的產物是我們中學常用的一種重要方法。但在具體應用時還要分類討論，若生成物為可溶于水的鹽（如碳酸氫鹽），則可以用強酸制弱酸的原理分析；若生成物為難溶物或不溶物，則以生成難溶物或不溶物為主。
關鍵詞：強酸；弱酸；電離平衡；溶解平衡
文章編號：1008-0546（2014）02-0064-02 中圖分類號：G632.41 文獻標識碼：B
doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2014.02.025
“強酸制弱酸”是復分解反應的一條重要規律，是因為弱酸根離子結合H+能力強于強酸根離子，弱酸根離子從強酸根離子那里奪去H+就結合成了弱酸。在中學化學這個規律可謂深入人心，但在教學過程中發現有很多同學對此規律缺乏深入理解，經常死記硬背、機械套用，從而出現一些錯誤。
一、問題起因
2013年11月學校組織了高三期中考試，在試卷分析時發現有一道選擇題學生得分率很低，原題如下：25℃時，弱酸的電離平衡常數如表1所示，下列離子反應方程式錯誤的是（ ）
A.氯水中加入少量NaHCO3粉末：HCO3-+H+=H2O+CO2↑
B.NaAl（OH）4溶液中通入足量CO2：Al（OH）4-+CO2=Al（OH）3↓+HCO3-
C.NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-
D.Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-
按照題目所給的數據，25℃時H2CO3的一級電離常數Ka1=4.30×10-7，二級電離常數Ka2=5.61×10-11，而HClO的電離常數K=2.95×10-8，說明酸性強弱：H2CO3 >HClO>HCO3-，根據“強酸制弱酸”的原理，就很容易理解選項C中的離子反應方程式是錯誤的，假如生成HClO和CO32-的話，它們會繼續反應而生成HCO3-。所以無論往NaClO溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應的離子反應方程式總是為：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-。這與苯酚鈉溶液中通入二氧化碳反應類似，由于苯酚的酸性介于H2CO3和HCO3-之間，所以無論往苯酚鈉溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應的離子反應方程式總是為：C6H5O-+CO2+H2O=C6H5OH+HCO3-。
二、提出質疑
這時有同學提出，根據上述分析類推，那么無論往Ca（ClO）2溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應方程式都應該為：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O= Ca（HCO3）2+2HClO。但是在蘇教版化學必修1教材中，工業上漂白粉漂白原理，Ca（ClO）2溶液與CO2反應的方程式為：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+HClO。而且在很多課外輔導書中顯示，當Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2時反應為：Ca（ClO）2+CO2+H2O= CaCO3↓+2HClO，只有當通入過量CO2時反應才是：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O=Ca（HCO3）2+2HClO。難道是書中的反應方程式寫錯了？還是“強酸制弱酸”的原理在這里就不適用啦？
三、實驗驗證
所用藥品：大理石、1 mol·L-1稀鹽酸、0.1 mol·L-1 Ca（ClO）2溶液、0.1 mol·L-1NaClO溶液、0.2 mol·L-1 BaCl2溶液
驗證步驟及現象、結論見下頁表2。
四、理論分析
對于Ca（ClO）2溶液與CO2反應會生成不同的生成物，我們可以從以下幾個角度分析：
按照水解平衡分析：Ca（ClO）2屬于強堿弱酸鹽，在溶液中存在水解平衡：Ca（ClO）2+H2O=Ca（OH）2+2HClO，向該溶液中通入少量CO2時發生下列反應：CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓+ H2O，促進Ca（ClO）2向水解的方向移動，所以次氯酸鈣溶液中通入少量CO2，生成CaCO3而不是Ca（HCO3）2。只有當通入過量的CO2時，過量的CO2與CaCO3反應才生成Ca（HCO3）2。
按照溶解平衡分析：溶液體系中Ca2+和H+存在著對CO32-的競爭，Ca2+與CO32-有生成難溶物CaCO3趨勢，H+與CO32-有生成的弱酸HCO3-的趨勢。查數據可知，CaCO3的溶解平衡：CaCO3（s）？葑Ca2+（aq）+CO32-（aq），25℃時Ksp=4.96×10-9，HCO3-的電離平衡：HCO3-？葑H++CO32-，25℃時Ka=5.61×10-11。上述實驗溶液中的c（Ca2+）=0.1 mol·L-1，通過計算可知，只要溶液中的c（CO32-）﹥4.96×10-8 mol·L-1，就可以向生成CaCO3沉淀的方向移動。由于溶液體系中HClO是弱酸，HClO電離出的H+量很少，通過HClO和HCO3-的電離平衡常數計算可知，溶液中c（CO32-）=3.0×10-7 mol·L-1遠大于4.96×10-8 mol·L-1，故少量CO2通入Ca（ClO）2溶液中應生成CaCO3。
按照標準反應自由能分析：25℃時，對于反應Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+ 2HClO：
ΔfGmθ=ΔfGmθ（CaCO3）+2△Gmθ（HClO）-△fGmθ（Ca2+）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）
=（-1128.76-2×79.9+553.04+2×37.2+394.38+
237.19）kJ·mol-1
=-29.55kJ·mol-1﹤0
25℃時，對于反應ClO-+CO2+H2O= HCO3-+ HClO：
△fGmθ=△fGmθ（HCO3-）+△fGmθ（HClO）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）
=（-587.06-79.9+37.2+394.38+237.19）kJ·mol-1
=+1.81kJ·mol-1﹥0
由此可知，Ca（ClO）2溶液與CO2的反應生成CaCO3的趨勢遠大于生成Ca（HCO3）2的趨勢。
五、總結
利用電離平衡常數的大小確定酸的強弱，根據“強酸制弱酸”的原理，判斷酸與鹽復分解反應的產物是我們中學常用的一種重要方法。但在具體應用時還要分類討論，若生成物為可溶于水的鹽（如碳酸氫鹽），則可以用強酸制弱酸的原理分析；若生成物為難溶物或不溶物，則以生成難溶物或不溶物為主，即使是弱酸也可以制強酸。比如H2S氣體通入到CuSO4溶液中發生反應為：CuSO4+H2S =CuS↓+H2SO4，這就是一個典型的弱酸制強酸的例子，反應能進行的原因是生成物中生成了難溶性的CuS。
在化學教學過程中，學生會遇到各式各樣的疑難問題，這就要求教師不斷加強學習，掌握各種解題的方法、思路，豐富自己的知識結構，以適應新課改對老師的要求。新課程教學呼喚教師從單純的知識傳遞者走向研究者、反思者，也就要求新時期的教師不僅專業學識要較為豐富，而且還善于對教學問題進行研究反思。
參考文獻
[1] 王祖浩. 化學反應原理[M].南京： 江蘇教育出版社，2012
[2] 王祖浩. 化學1 （必修）[M].南京： 江蘇教育出版社，2012
[3] 宋天佑，程鵬等.無機化學[M].北京：高等教育出版社，2009endprint
摘要：根據“強酸制弱酸”的原理，判斷酸與鹽復分解反應的產物是我們中學常用的一種重要方法。但在具體應用時還要分類討論，若生成物為可溶于水的鹽（如碳酸氫鹽），則可以用強酸制弱酸的原理分析；若生成物為難溶物或不溶物，則以生成難溶物或不溶物為主。
關鍵詞：強酸；弱酸；電離平衡；溶解平衡
文章編號：1008-0546（2014）02-0064-02 中圖分類號：G632.41 文獻標識碼：B
doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2014.02.025
“強酸制弱酸”是復分解反應的一條重要規律，是因為弱酸根離子結合H+能力強于強酸根離子，弱酸根離子從強酸根離子那里奪去H+就結合成了弱酸。在中學化學這個規律可謂深入人心，但在教學過程中發現有很多同學對此規律缺乏深入理解，經常死記硬背、機械套用，從而出現一些錯誤。
一、問題起因
2013年11月學校組織了高三期中考試，在試卷分析時發現有一道選擇題學生得分率很低，原題如下：25℃時，弱酸的電離平衡常數如表1所示，下列離子反應方程式錯誤的是（ ）
A.氯水中加入少量NaHCO3粉末：HCO3-+H+=H2O+CO2↑
B.NaAl（OH）4溶液中通入足量CO2：Al（OH）4-+CO2=Al（OH）3↓+HCO3-
C.NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-
D.Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-
按照題目所給的數據，25℃時H2CO3的一級電離常數Ka1=4.30×10-7，二級電離常數Ka2=5.61×10-11，而HClO的電離常數K=2.95×10-8，說明酸性強弱：H2CO3 >HClO>HCO3-，根據“強酸制弱酸”的原理，就很容易理解選項C中的離子反應方程式是錯誤的，假如生成HClO和CO32-的話，它們會繼續反應而生成HCO3-。所以無論往NaClO溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應的離子反應方程式總是為：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-。這與苯酚鈉溶液中通入二氧化碳反應類似，由于苯酚的酸性介于H2CO3和HCO3-之間，所以無論往苯酚鈉溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應的離子反應方程式總是為：C6H5O-+CO2+H2O=C6H5OH+HCO3-。
二、提出質疑
這時有同學提出，根據上述分析類推，那么無論往Ca（ClO）2溶液中通入的二氧化碳是少量還是過量，反應方程式都應該為：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O= Ca（HCO3）2+2HClO。但是在蘇教版化學必修1教材中，工業上漂白粉漂白原理，Ca（ClO）2溶液與CO2反應的方程式為：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+HClO。而且在很多課外輔導書中顯示，當Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2時反應為：Ca（ClO）2+CO2+H2O= CaCO3↓+2HClO，只有當通入過量CO2時反應才是：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O=Ca（HCO3）2+2HClO。難道是書中的反應方程式寫錯了？還是“強酸制弱酸”的原理在這里就不適用啦？
三、實驗驗證
所用藥品：大理石、1 mol·L-1稀鹽酸、0.1 mol·L-1 Ca（ClO）2溶液、0.1 mol·L-1NaClO溶液、0.2 mol·L-1 BaCl2溶液
驗證步驟及現象、結論見下頁表2。
四、理論分析
對于Ca（ClO）2溶液與CO2反應會生成不同的生成物，我們可以從以下幾個角度分析：
按照水解平衡分析：Ca（ClO）2屬于強堿弱酸鹽，在溶液中存在水解平衡：Ca（ClO）2+H2O=Ca（OH）2+2HClO，向該溶液中通入少量CO2時發生下列反應：CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓+ H2O，促進Ca（ClO）2向水解的方向移動，所以次氯酸鈣溶液中通入少量CO2，生成CaCO3而不是Ca（HCO3）2。只有當通入過量的CO2時，過量的CO2與CaCO3反應才生成Ca（HCO3）2。
按照溶解平衡分析：溶液體系中Ca2+和H+存在著對CO32-的競爭，Ca2+與CO32-有生成難溶物CaCO3趨勢，H+與CO32-有生成的弱酸HCO3-的趨勢。查數據可知，CaCO3的溶解平衡：CaCO3（s）？葑Ca2+（aq）+CO32-（aq），25℃時Ksp=4.96×10-9，HCO3-的電離平衡：HCO3-？葑H++CO32-，25℃時Ka=5.61×10-11。上述實驗溶液中的c（Ca2+）=0.1 mol·L-1，通過計算可知，只要溶液中的c（CO32-）﹥4.96×10-8 mol·L-1，就可以向生成CaCO3沉淀的方向移動。由于溶液體系中HClO是弱酸，HClO電離出的H+量很少，通過HClO和HCO3-的電離平衡常數計算可知，溶液中c（CO32-）=3.0×10-7 mol·L-1遠大于4.96×10-8 mol·L-1，故少量CO2通入Ca（ClO）2溶液中應生成CaCO3。
按照標準反應自由能分析：25℃時，對于反應Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+ 2HClO：
ΔfGmθ=ΔfGmθ（CaCO3）+2△Gmθ（HClO）-△fGmθ（Ca2+）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）
=（-1128.76-2×79.9+553.04+2×37.2+394.38+
237.19）kJ·mol-1
=-29.55kJ·mol-1﹤0
25℃時，對于反應ClO-+CO2+H2O= HCO3-+ HClO：
△fGmθ=△fGmθ（HCO3-）+△fGmθ（HClO）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）
=（-587.06-79.9+37.2+394.38+237.19）kJ·mol-1
=+1.81kJ·mol-1﹥0
由此可知，Ca（ClO）2溶液與CO2的反應生成CaCO3的趨勢遠大于生成Ca（HCO3）2的趨勢。
五、總結
利用電離平衡常數的大小確定酸的強弱，根據“強酸制弱酸”的原理，判斷酸與鹽復分解反應的產物是我們中學常用的一種重要方法。但在具體應用時還要分類討論，若生成物為可溶于水的鹽（如碳酸氫鹽），則可以用強酸制弱酸的原理分析；若生成物為難溶物或不溶物，則以生成難溶物或不溶物為主，即使是弱酸也可以制強酸。比如H2S氣體通入到CuSO4溶液中發生反應為：CuSO4+H2S =CuS↓+H2SO4，這就是一個典型的弱酸制強酸的例子，反應能進行的原因是生成物中生成了難溶性的CuS。
在化學教學過程中，學生會遇到各式各樣的疑難問題，這就要求教師不斷加強學習，掌握各種解題的方法、思路，豐富自己的知識結構，以適應新課改對老師的要求。新課程教學呼喚教師從單純的知識傳遞者走向研究者、反思者，也就要求新時期的教師不僅專業學識要較為豐富，而且還善于對教學問題進行研究反思。
參考文獻
[1] 王祖浩. 化學反應原理[M].南京： 江蘇教育出版社，2012
[2] 王祖浩. 化學1 （必修）[M].南京： 江蘇教育出版社，2012
[3] 宋天佑，程鵬等.無機化學[M].北京：高等教育出版社，2009endprint
