巧用水解平衡常数Kh辅助课堂教学

赖时军　韩林　邓招印

[摘   要]详细剖析常见盐类水解平衡常数Kh表达式的推导过程，并根据Kh表达式的特点，总结其在盐类水解中的各种应用。

[关键词]水解平衡常数;Kh;盐类水解;高中化学

[中图分类号]   G633.8        [文献标识码]   A        [文章编号]   1674-6058（2019）23-0071-02

盐类水解的相关知识点在高中化学教学中一直处于重要地位，它圆满地解释了为什么有些盐溶液不显中性。盐类水解中一些规律性的知识，如“越弱越水解”“都弱更水解”和“谁强显谁性”等一直被广泛地应用。如今的高考，注重考查学生的化学素养，需要学生能够对这些规律做出科学的解释，从而不再走“背化学”的路子。在此，笔者谈谈如何利用水解平衡常数Kh辅助盐类水解的课堂教学。

一、水解平衡常数Kh的推导过程

1.强碱弱酸盐的水解平衡常数

以CH3COONa为例，其水解平衡常数的推导过程如下：

[CH3COOH-+H2O?CH3COOH+OH-]

[Kh（CH3OO-）=c（CH3COOH）c（OH-）c（CH3OO-）=c（CH3COOH）c（OH-）c（H+）c（CH3COOH-）c（H+）=KwKa（CH3COOH）]

关键在于第二步中分子和分母同时乘以c（H+），得出CH3COONa的水解平衡常数Kh等于水的离子积Kw与醋酸电离常数Ka相除的商。

2.强酸弱碱盐的水解平衡常数

以NH4Cl为例，其水解平衡常数的推导过程如下：

[NH+4+H2O?NH3·H2O+H+]

[Kh（NH+4）=c（NH3·H2O）c（H+）c（NH+4）=c（NH3·H2O）c（H+）c（OH-）c（NH+4）c（OH-）=KwKb（NH3·H2O）]

关键在于第二步中分子和分母同时乘以c（OH-），得出NH4Cl的水解平衡常数Kh等于Kw与一水合氨的电离常数Kb相除的商。

3.弱酸弱碱盐的水解平衡常数

以CH3COONH4为例，其水解平衡常数的推导过程如下：

[CH3COO-+NH+4+H2O?CH3OOH+NH3·H2O]

[Kh（CH3COO-）=c（CH3COOH）c（NH3·H2O）c（CH3COO-）c（NH+4）]

[=c（CH3COOH）c（NH3·H2O）c（OH-）c（H+）c（CH3COO-）c（NH+4）c（OH-）c（H+）]

[=KwKa（CH3COOH）Kb（NH3·H2O）]

关键在于第二步中分子和分母同时乘以c（H+）和c（OH-），得出CH3COONH4的水解平衡常数Kh等于Kw除以Ka与Kb。

这种在平衡常数表达式的基础上分子、分母同时乘上一个或多个相同的数，使其“凑”成相应常数的方法很常见。这也是大学无机化学中重要的解题方法，要让高中生逐渐接受。

二、水解平衡常数Kh的应用

1.解释水解程度较弱的原因

从以上Kh的表达式可知，Kh等于Kw与弱电解质电离常数相除的商。由于水的离子积很小，为1×10-14（25 ℃）。而一般弱酸弱碱的电离常数远大于这个值，故两者的商Kh通常很小，即水解程度通常较弱。例如，Ka（HF）为6.31×10-4，可算出Kh（F-）仅为1.58×10-11。这样，学生就可以从数据中更直观地感受到水解程度的强弱。

2.解释“越弱越水解”和“都弱更水解”的原因

从以上Kh的表达式可知，当盐对应的弱电解质越弱，即电离常数越小，Kh的值就越大，这就完美地解释了“越弱越水解”。例如Ka（CH3COOH）为1.75×10-5，比Ka（HF）小，由此可知氟离子的水解程度不如醋酸根。

对于弱酸弱碱盐来说，由于Kh等于Kw除以Ka与Kb的乘积，这就使得Kh的表达式中分母更小，得到的Kh值更大。因此， “都弱更水解”。

3.判断弱酸的酸式酸盐的酸碱性

弱酸的酸式酸根在水溶液中既可以水解（显碱性），又可以电离（显酸性）。那么，为什么NaHCO3的水解程度大于电离程度显碱性，而NaHSO3却是电离程度大于水解程度显酸性呢？一般的教学处理是让学生记住这种特殊的情况，而通过比较水解常数Kh与其电离常数Ka就可以轻松地解决这个问题。以NaHCO3为例，Kh（HCO3-）=Kw / Ka（H2CO3），经过计算可知Kh（HCO3-）为2.25×10-8，而Ka（HCO3-）为4.69×10-11，Kh（HCO3-）大于Ka（HCO3-），即水解程度大于电离程度，因而显碱性。这种方法适用于任何酸式酸盐溶液的酸碱性判断，只要有相应的电离常数，都可以快速地知道结果。通过学生自己查数据来解决问题的教学方法，体现了学生的主体地位，符合学生化学素养的培养模式。

三、实例精解，深层领悟

【例1】（2013年山东高考，节选）25℃时，H2SO3 [?] [HSO-3] + H+的电离常数Ka=1×10-2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh=________;若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中[c（H2SO3）c（HSO-3）]将________（填“增大”“减小”或“不变”）。

解析：Kh=Kw / Ka（H2SO3）=10-14/ 10-2 =10-12;NaHSO3中加入I2发生的反应为：HSO3- + I2  +  H2O [] 2I- + SO42-  + 3H+ ，求[c（H2SO3）c（HSO-3）]的變化一般有两种方法。方法一：根据“凑”常数的方法，即在分式上下同乘c（H+），可得[c（H2SO3）c（HSO-3）=c（H2SO3）c（H+）c（HSO-3）c（H+）=c（H+）Ka]，由于c（H+）在增大且Kh不变，故比值增大;方法二：根据上个空求Kh的提示，列出Kh的表达式：[Kh（HSO-3）=c（H2SO3）c（H-）c（HSO-3）]，则[c（H2SO3）c（HSO-3）=Kh（HSO-3）c（OH-）]，c（H+）增大，c（OH-）减小，故比值增大。

【例2】（2017年全国Ⅰ卷第13题）常温下将NaOH溶液添加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是（）。

A. Ka2（H2X）的数量级为10-6

B. 曲线N表示pH与[lgc（HX-）c（H2X）]的变化关系

C. NaHX溶液中c（H+） [>] c（OH-）

D. 当混合溶液呈中性时，c（Na+） [>] c（HX-） [>] c（X2-） [>] c（H+） = c（OH-）

解析：已知H2X的电离过程为H2X[?]HX- + H+，HX- [?]X2- + H+，Ka1 =[c（HX-）c（H+）c（H2X）]，Ka2 =[c（X2-）c（H+）c（HX-），]      Ka1 [>] Ka2。取横坐标为0时，[c（HX-）c（H2X）=c（X2-）c（HX-）=1]，这时M、N对应的c（H+）分别为10-5.4和10-4.4，可知Ka1 =10-4.4，Ka2 =10-5.4，A正确;由于N对应为Ka1，故曲线N表示pH与[lgc（HX-）c（H2X）]的变化关系，B正确;Kh（HX-）=Kw / Ka1=10-14/ 10-4.4 = 10-9.6 [<] Ka2，故HX-的电离程度大于水解程度，显酸性，C正确;当混合溶液呈中性时pH=7，这时[lgc（X2-）c（HX-）>0]， 即c（X2-） [>] c（HX-），D错误。

综上所述，利用好水解平衡常数Kh可以让水解的课堂更加具有化学特色。教学中要不断加强学生“凑”常数的思维方式，这有利于学生将来更好地接受大学中无机化学的解题思想，不断提高学生的化学素养。

（责任编辑 罗   艳）