李世垚

摘 要：隨著化學理論知識的發(fā)展，作為基礎(chǔ)較為薄弱甚至只有高中基礎(chǔ)的人群卻需要有一個更加方便的方法和角度來理解這個化學世界。在日常生活中，強酸制弱酸雖為常識，但如果結(jié)合電離反應以及水解反應便成為較為復雜的分析，基于此，提出假設(shè)，鹽類物質(zhì)有“強鹽”與“弱鹽”之分（此為形象比喻，并非真有強弱鹽之分），用“強鹽”制取“弱鹽”作為強酸制弱酸及電解、水解反應的輔助性補充說明，并具體列出證明過程及應用方法和應用實例，結(jié)合相關(guān)知識、技巧以提供最優(yōu)解法。

關(guān)鍵詞：水解鹽溶液 強酸制弱酸 科學素養(yǎng)

中圖分類號：G633.8 文獻標識碼：A 文章編號：1003-9082（2018）05-0-01

前言

雖然中國目前進行飛速發(fā)展，由于目前我國廣大人民群眾科學素養(yǎng)普遍偏低，導致許多不堪一擊的謠言蔓延于生活中。“鹽類水解”是中學化學難點之一。運用鹽類水解知識處理鹽溶液間反應時，存在兩種偏向，其一，把初中學習的無機物相互反應的規(guī)律絕對化，誤認為兩種鹽溶液的反應都是復分解反應，該考慮水解的不考慮；其二，是犯擴大化的錯誤，誤認為有鹽溶液參與的反應，就必須考慮水解，結(jié)果水解泛檻成災。因此，鹽溶液間反應在什么情況下是復分解反應，在什么情況下是水解反應，成為學習水解知識的主要矛盾。對于和人們生活密切相關(guān)的強酸制弱酸的化學知識一旦聯(lián)系上水解反應，雖然更加實用多樣，卻比較難以分析，本文將針對此類反應，提出一種更加便捷的角度和方法進行計算、解釋。將同濃度可溶性鹽溶液堿性在同等條件下（多為標準狀況或常溫常壓）進行比較，堿性較強為強鹽，反之較弱的為“弱鹽”。同理，顯酸性的可溶性鹽溶液在同等條件酸性較強為強鹽，酸性較弱為弱鹽?；诖伺c在實驗及其化學相關(guān)理論知識相對比分析總結(jié)后，提出結(jié)論與分析方法。

一、在實驗及現(xiàn)實生活中發(fā)現(xiàn)的實例及現(xiàn)象規(guī)律

在實驗中，有強酸制弱酸如用制取，除此，發(fā)現(xiàn)有上述“強鹽”與“弱鹽”制取規(guī)律，例如：已知

[此為同濃度各物質(zhì)溶液PH值大小關(guān)系（常溫25℃下）

發(fā)現(xiàn)：由水解反應規(guī)律可得酸性（電離程度）：

有兩個“反應方程”如下：

1與2從“強酸制弱酸”規(guī)律反應物中酸均為H2CO3，生成物中酸均為HClO，由上可知H2CO3酸性大于HClO酸性，應該1與2均可發(fā)生反應但1反應無法發(fā)生，因Na2CO3與HClO仍可進行反應，生成NaHCO3與NaClO（Na2CO3+HClO+NaHCO3=NaClO+NaHCO3），可此種判斷方法使用困難同，不易辨別“產(chǎn)物”是否可繼續(xù)反應。

輔用“強鹽制弱鹽”可得：

因為水溶液中PH值——NaClONaHCO3，符合規(guī)律，故可反應，綜上 1反應不可發(fā)生，2反應可發(fā)生。可判斷生成物中的多元弱酸/堿鹽是否可繼續(xù)反應，以1的“生成物”Na2CO3與HClO為例：

NaCO3+HClO=NaHCO3+NaHClO

此時反應物中酸為HClO，鹽為Na2CO3；生成物中酸為NaHCO3鹽為NaClO[質(zhì)子理論]

因為水溶液PH值（同濃度）NaCO3>NAClO，且酸性HClO>NaHCO3所以方程成立。

二、以強酸制弱酸類比解釋“強鹽”制“弱鹽”

化學反應常常遵循“強強生弱”規(guī)律，如“氧化劑的氧化性強于氧化產(chǎn)物的氧化性，還原劑的還原性強于還原產(chǎn)物的還原性”，“較強酸+較弱酸鹽=較強酸鹽十較弱酸（強酸制弱酸）”等。1.對酸堿性強弱的本質(zhì)理解溶液中，對于HA =H++A—一方面HA能電離出H+，表現(xiàn)酸性；另一方面，由于A一能結(jié)合H+，A一在水溶液中發(fā)生水解，A一的強堿鹽溶液表現(xiàn)堿性。若HA電離生成H+的能力越弱，則A一結(jié)合H+的能力越強，稱HA與A一為一對共扼酸堿。HA為A一的HA為A一的共扼酸，A一為HA的共扼堿。且多元弱酸是分步電離的；2.對“強酸制弱酸”規(guī)律的理解對于反應HA十B一= HB + A一，常歸納成“較強酸+較弱酸鹽=較強酸鹽十較弱酸”或“強酸制弱酸”。實質(zhì)上此反應可看做B一奪取了A一結(jié)合的H十，故B一結(jié)合H+的能力強于A一，即B一的堿性強于A一，而HA的酸性強于HB。這就是“強酸制弱酸”規(guī)律的本質(zhì)。3.運用“強酸制弱酸”規(guī)律解題技巧根據(jù)“強酸制弱酸”規(guī)律我們既可以

由已知反應推知酸堿性強弱，也可以

根據(jù)酸堿性強弱判斷某些反應能否發(fā)

生。酸堿性強弱排序，若已知酸性：

H2CO3>C6H5OH>HCO3-，則可得堿

性：CO32->C6H5OH- >HCO3-，酸堿性強弱如圖1所示。

判斷反應能否進行根據(jù)“強強生弱”規(guī)律，結(jié)合酸堿性強弱排序表，凡連線呈“抬頭”趨勢的物質(zhì)（強酸與強堿）均可發(fā)生反應，而連線呈“低頭”趨勢的物質(zhì)（弱酸與弱堿）則不能發(fā)生反應，如H2CO3和CO32-能反應，C6H5OH和HCO3一 不能發(fā)生反應。

三、解釋“強鹽”制“弱鹽”原理

1.鹽的水解屬復分解反應，復分解反應存在規(guī)律：弱酸強堿鹽對應弱酸越弱，其鹽越容易水解；

2.較強酸制取較弱酸一種較強酸與另一種較弱酸的鹽反應可自發(fā)生成較弱酸與較強酸的鹽[堿同理]

3.

由上述，因為Kh在恒溫時，與其水解產(chǎn)生物的電離程度Ka或Kb成反比，較強酸/堿的Ka/Kb大于較大弱酸/堿Ka/Kb，固水解程度較強酸/堿弱于較弱酸/堿，其對應的鹽的溶液中酸/堿的溶液中酸/堿性就較小 [類似氧化性/還原性較強物制氧化性/還原性較弱物]

3、5可發(fā)生；4、6不可發(fā)生。

結(jié)語

綜上所述，此“強鹽制弱鹽”的規(guī)律方便實用，可讓民眾進一步理解可溶性鹽的電離與水解，并可以進行綜合利用。在進行化學反應是否可以進行時，輔以“強鹽制弱鹽”的規(guī)律，可以方便快捷地判斷出正確答案，不受反應產(chǎn)物是否可以繼續(xù)反應的干擾。即使抱有疑問，亦可用此方法對反應產(chǎn)物進行檢驗。

參考文獻

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