教材硫化物溶解習題中培養學生化學核心素養

摘要：本文以教材習題為起點分別從定性、定量計算兩個角度分析了金屬硫化物能否溶于酸的情況。通過計算，發現Ag2S、CuS、HgS、PbS、CdS等溶度積非常小的物質，稀鹽酸不能溶解，CoS、FeS、MnS、ZnS可以在鹽酸中溶解。并在此基礎上對原理進行應用的介紹。

關鍵詞：沉淀溶解平衡;硫化物 Ksp;化學學科核心素養

一、教材習題

人教版高中化學選修四《化學反應原理》P67中有這樣一個習題：

5.試利用平衡移動原理解釋下列事實：

（1）硫化亞鐵不溶于水，但能溶于稀鹽酸

解析：稀酸溶解難溶金屬硫化物的原理是利用弱電解質H2S 的電離平衡移動， 即通過增大H+濃度，降低S2-濃度， 使金屬離子與S2-的離子積小于其Ksp，從而溶解[1]。該體系中S2-與H+作用生成的H2S氣體會逸出反應體系，使FeS的沉淀溶解平衡向溶解的方向移動。

以上是定性的分析，為了讓學生建立“定性與定量”的觀念，筆者在課堂教學中繼續提問挖掘：既然硫化亞鐵能溶于鹽酸，那氫離子濃度至少為多少？從而通過下述習題，讓學生分析、計算，把思維由定性過渡到定量。

二、開發習題和科學視野

1、FeS溶于鹽酸的討論

該習題的呈現方式比較符合學生的認知，且有效回避了氫硫酸飽和溶液的濃度問題，簡明扼要的呈現相關微粒濃度間的關系，學生都能通過計算得出正確的結果，進而感受到硫化亞鐵溶于鹽酸是比較容易實現的，感受化學定量之美。筆者繼續向學生提問：按照這種原理，是否金屬硫化物都能溶于稀鹽酸呢？讓學生查閱課本P65科學視野溶度積表格數據，以CuS為例，進行類似的計算。

2、CuS溶于鹽酸的討論

例2 同理：已知：25 ℃時，CuS的溶度積為6.3×10-36，CuS飽和溶液中c（H+ ）與c（S2- ）之間存在以下限量關系：c2（H+）？c（S2-）=1.0×10-22。為了使溶液中c（Cu2+ ）達到1 mol·L-1 ，現將適量CuS投入其飽和溶液中，應調節溶液中的c（H+）為。

該數值的數量級竟然達到106，實際上，高中常見強酸溶液中氫離子都達不到這個濃度，即CuS不溶于非氧化性強酸，包括鹽酸。

學生利用表格數據，Ag2S的Ksp=6.3×10-50 ，計算可知：為了c（Ag+ ）達到1 mol·L-1 ，需調節溶液中c（H+）約為：4.0×1013mol/L。自然，學生感受到Ag2S難溶于一般的非氧化性強酸。

筆者將常見金屬硫化物Ksp與使之應調節的H+濃度計算，整理如下：

三、原理運用

1、實驗室制取硫化氫

硫化亞鐵能溶于稀鹽酸或稀硫酸，也成為實驗室制備硫化氫氣體的原理，體現了“性質與用途”的觀念。實驗室制取硫化氫通常是用硫化亞鐵跟稀鹽酸或稀硫酸反應，常使用啟普發生器及集氣瓶等儀器。

值得注意的是，H2S氣體的驗滿方法是用濕潤醋酸鉛試紙靠近集氣瓶口，若試紙變黑色，則證明H2S氣體已收集滿：

這又是另一個硫化物溶解性的體現和運用。

2、銀飾品在空氣中變黑

銀的化學性質穩定，與水和空氣中的氧均不起作用，但遇硫或硫化氫會變

黑。文章《實驗探究“銀飾在空氣中變黑的原因”》通過實驗探究證明了銀飾在空氣中變黑的主要原因是空氣中微量的硫化氫直接侵蝕銀而形成[3]。該反應從熱力學角度分析，是硫化銀Ksp極小所起到的關鍵作用。

四、總結

金屬硫化物能否在酸中溶解，除了受其溶度積決定外，還和溫度、離子強度以及化學動力學因素多種因素影響[4]，本文以教材練習題為起點分別從定性、定量計算兩個角度分析了金屬硫化物能否溶于酸的情況。本文是筆者課堂教學的一個整理，通過對教材硫化物溶解的習題和科學視野的挖掘整合，其一：讓學生動手進行Ksp的計算，感受金屬硫化物在非氧化性酸中的溶解是有差異的， Ksp越小，其硫化物在非氧化性酸中的溶解傾向越小，以至于難溶。其二：建立微觀視角：弱電解質的電離平衡和沉淀溶解平衡是相互關聯的，微粒間的反應、物質的變化是有規律的，從而建立起“變化觀念和平衡思想”。

參考文獻

[1] 楊亞莉.為什么FeS能溶于稀酸而CuS不溶？[J].中學化學教學參考， 2014（9）：39-40

[2] 張有娟，王圓圓. 關于CuS在濃鹽酸中溶解性的分析與討論[J]. 安陽師范學院學報，2011（2）：118-120

[3] 王梓佳1（學生），劉洋1（學生）.實驗探究“銀飾在空氣中變黑的原因”[J].高中數理化，2019（23）：78

[4] 薛澤春，王廣明，李連之，張憲璽，李大成.金屬硫化物在酸溶液中溶解條件的討論[J].聊城大學學報：自然科學版，2016（29）：43-44

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