柴國英　吳文中

（1，2浙江省越州中學　浙江紹興　312075)

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銨鹽溶液能溶解Mg（OH)2的主因探析

柴國英1吳文中2

（1，2浙江省越州中學浙江紹興312075)

摘要：氯化銨溶液能溶解Mg（OH)2，實為沉淀溶解平衡、氨水的電解質(zhì)平衡以及水的電離平衡綜合作用的結(jié)果，其本質(zhì)為離子反應，是NH4+還是H3O+首先作用于Mg（OH)2的沉淀溶解平衡，對此學術界無統(tǒng)一的觀點。復分解反應的活化能幾乎為0，但各種離子的擴散速率不盡相同，多種離子參加反應時，到底哪種離子首先碰撞先發(fā)生反應，實難判斷，事實上也不重要，但我們可以通過計算、實驗得出銨鹽溶解Mg（OH)2的“功勞”主要是NH4+，而不是H3O+，同時指出低濃度的銨鹽難以溶解氫氧化鎂的事實。

關鍵詞：銨鹽；氫氧化鎂；主反應；實驗

一、研究背景

NH4Cl溶液可以使Mg（OH）2懸濁液變澄清，其原因很多學者都有所研究。

李家郢［1］的研究認為NH4Cl溶液水解呈酸性，促進了Mg（OH）2（s）?Mg2+（aq）+OH-（aq）該沉淀溶解平衡往溶解方向移動，使得Mg（OH）2懸濁液變澄清，其本質(zhì)等同于稀鹽酸溶解Mg（OH）2，而忽略了NH4+對上述沉淀平衡的影響，顯然不符合事實。學者戴亞等［2］在《氫氧化鎂為什么可溶于銨鹽中》一文中，通過計算NH4Cl與Mg（OH）2反應的平衡常數(shù)，回答了Mg（OH）2可溶于NH4Cl溶液中的熱力學原因，但并未闡述NH4Cl溶解Mg（OH）2動力學原因。

本文認為，復分解反應的活化能幾乎為0，但各種離子的擴散速率不盡相同，多種離子參加反應時，到底是NH4+還是H3O+首先碰撞Mg（OH）2的沉淀溶解平衡體系中的OH-，難以判斷，也不重要［3］，但由于NH4Cl溶液中的c（NH4+）≥c（H3O+），我們可以認為c（NH4+）碰撞OH-的機會遠遠大于H3O+，從動力學范疇層面上，可以認為NH4+首先進攻OH-，是銨鹽溶解Mg（OH）2的主因，該結(jié)論與學者許洪福［4］一文中的觀點基本一致。

二、理論探討

1.NH4+和H3O+對溶解Mg（OH)2的影響力

往少量Mg（OH）2懸濁液中加入適量的飽和NH4Cl溶液，充分振蕩，Mg（OH）2懸濁液變澄清，Mg（OH）2懸濁液溶解在NH4Cl溶液中的原理是什么？常見觀點有兩種：

觀點一：NH4+的水解呈酸性，溶解了Mg（OH）2，從而促進了Mg（OH）2的沉淀溶解平衡：Mg（OH）2（s）?Mg2+（aq）+2OH-（aq）往溶解方向移動。

觀點二：NH4+直接結(jié)合了Mg（OH）2懸濁液中的OH-，從而使得以上沉淀溶解平衡往溶解方向移動。

經(jīng)計算，0.1 mol·L-1的NH4Cl溶液中，c（NH4+）= 0.099992mol/L，c（H+）=7.54×10-6mol·L-1，c（NH3·H2O）= 7.53684×10-6mol·L-1，也就是說NH4+濃度是H+濃度的13262倍，同時我們也可以計算得到Mg（OH）2懸濁液中的

（注Ksp［Mg（OH）2］=5.6×10-12）

當上述兩種離子都遇到OH-時，將發(fā)生以下過程：

現(xiàn)在人為假定只有單一變量對Mg（OH）2的沉淀溶解平衡有影響，分別計算NH4+和H+發(fā)生上述離子反應時所消耗的OH-為多少，然后判斷上述兩種過程對Mg（OH）2的沉淀溶解平衡的影響力，演算如下（其中a、b分別為NH4+與H+消耗OH-的物質(zhì)的量濃度）：

NH4++ OH-?NH3·H2O

始態(tài)：0.099992 0.00018 7.53684×10-6

變化量：aaa

平衡態(tài)：0.099992- a 0.00018- a 7.53684×10-6+ a的電離平衡）解得：a=1.79967×10-4mol·L-1。

H++ OH-?H2O

始態(tài)：7.54×10-60.00018

變化量：bb

平衡態(tài)：7.54×10-6- b 0.00018- b

（7.54×10-6）×（0.00018-b）=1.0×10-14（水的電離平衡）

解得：b=7.53994×10-6mol·L-1。

以上計算表明，NH4+使得OH-的減少量遠遠大于H+使OH-的減少量，即促進Mg（OH）2溶解平衡往溶解方向移動的“功勞”主要不是H+，而是NH4+。

水解的本質(zhì)，實際上是某些離子結(jié)合了水電離出來的H+或OH-，NH4Cl放入到Mg（OH）2（s）?Mg2++ 2OH-平衡體系中，NH4+實際上不但可以去結(jié)合水電離出來的OH-，也可以去結(jié)合Mg（OH）2溶解產(chǎn)生的OH-，由于Mg（OH）2溶解產(chǎn)生的c（OH-）=1.8×10-4mol·L-1，遠遠大于水電離得到的c（OH-）=1.0×10-7mol·L-1，因此NH4Cl在水溶液中只發(fā)生“水解”，而在Mg（OH）2懸濁液中，就主要發(fā)生“Mg（OH）2水解”了，計算結(jié)果也與此吻合，Mg（OH）2也可以溶解在幾乎為中性的CH3COONH4溶液中的事實，也印證上述觀點的正確。

2.NH4+溶解Mg（OH)2的熱力學分析

那么銨鹽溶解Mg（OH）2的程度如何？可通過研究下列過程的化學平衡常數(shù)得知：

Mg（OH）2+2NH4+?Mg2++2NH3·H2O

則K總= c（Mg2+）×c2（NH3·H2O）/c2（NH4+）=Ksp/Kb2=5.6×10-12/（1.77×10-5）2=1.8×10-2，

（已知：Ksp［Mg（OH）2］=5.6×10-12、Kb=1.77×10-5）

顯然，常數(shù)K=1.8×10-2，并不很小，上述過程可以發(fā)生，但反應程度并不大。

若0.058g Mg（OH）2完全被NH4Cl溶液溶解，需要10mL的NH4Cl溶液的濃度至少為x mol·L-1，則依據(jù)上述反應原理得：（注：若0.058g Mg（OH）2完全溶解在10mL溶液中后c（Mg2+）約為0.1 mol·L-1）

Mg（OH）2+2NH4+?Mg2++2NH3·H2O

始態(tài)：x 0 0

變化量：0.2 0.1 0.2

平衡態(tài)：x-0.2 0.1 0.2

則：0.22×0.1/（x-0.2）2=1.8×10-2解得：x= 0.67 mol·L-1

即在少量的Mg（OH）2懸濁液中加入較高濃度的NH4Cl溶液時，懸濁液才會變澄清得到0.1 mol·L-1的MgCl2溶液，經(jīng)過同樣計算，得知低濃度的銨鹽是很難溶解少量的Mg（OH）2，或需要大量的銨鹽溶液才能溶解。

若采用1 mol·L-1的NH4Cl溶液去溶解Mg（OH）2，設得到的c（Mg2+）為x，則c（NH3·H2O）為2x，則依據(jù)題意得解得：x = 0.134mol·L-1。

即1L 1 mol·L-1的NH4Cl溶液可以溶解Mg（OH）2約為7.77g，溶解程度并不大，但比較Mg（OH）2在水中的溶解度提高了800多倍（注Mg（OH）2在18℃時的溶解度為0.0009g/100g水）。

三、實驗驗證

基于上述理論計算與碰撞理論視角的分析，進行了實驗驗證，并選擇不同銨鹽、不同濃度的銨鹽溶解等質(zhì)量的Mg（OH）2的有關實驗（取0.05g Mg（OH）2）。

表1　常溫下不同濃度銨鹽溶液與Mg（OH)2沉淀反應的實驗數(shù)據(jù)

沉淀溶解平衡是一種動態(tài)平衡，NH4Cl溶液濃度越大，上述平衡越易向右進行，以上實驗表明，銨鹽的濃度越大，銨鹽溶解Mg（OH）2程度越大，銨鹽本身的酸性大小與銨鹽是否能溶解Mg（OH）2程度幾乎無關系，說明了Mg（OH）2被銨鹽溶解的本質(zhì)特征是NH4+破壞了如下沉淀溶解平衡：Mg（OH）2（s）?Mg2+（aq）+ 2OH-（aq），或者說，在Mg（OH）2中加銨鹽，實為上述的沉淀溶解平衡與氨水的電離平衡共同作用，相互促進、相互抑制而共同達到平衡的結(jié)果，NH4+濃度小于0.5mol·L-1的銨鹽溶液難以溶解氫氧化鎂。

四、討論

銨鹽溶液能溶解Mg（OH）2，實為沉淀溶解平衡、氨水的電解質(zhì)平衡以及水的電離平衡綜合作用的結(jié)果，其本質(zhì)為離子反應，多種離子參加反應時，到底哪種離子首先碰撞先發(fā)生反應，實難判斷，也不重要，但可通過計算、實驗得出銨鹽溶解Mg（OH）2的“功勞”主要是NH4+，而不是H3O+。

參考文獻

［1］李家郢.為何在氯化鎂溶液中加氨水生成氫氧化鎂沉淀，而氫氧化鎂又可溶于氯化銨溶液［J］.中學化學教學參考，1988，（3)：26-27

［2］戴亞，李同善.氫氧化鎂為什么可溶于銨鹽中？［J］.化學教學，1988，（1)：26-27

［3］吳文中.如何判斷復雜復分解反應的產(chǎn)物［J］.化學教與學，2015，（2)：72-73

［4］許洪福.也談氫氧化鎂在氯化銨溶液中的溶解［J］.中學化學教學參考，1989，（4)：46

doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2016.04.010

文章編號：1008-0546（2016）04-0027-02

中圖分類號：G632.41

文獻標識碼：B