沉淀溶解平衡計算理論探究

景慎濤

【摘要】沉淀溶解平衡作為高中化學的重要教學板塊，具有難度高、影響因素多以及變形靈活等多維度的特點，課程內(nèi)容的復(fù)雜性使得部分學生對沉淀溶解平衡計算方面存在理解偏差，難以應(yīng)用溶度積常數(shù)來解決實際化學反應(yīng)問題。本文以此為立足點，對當前此板塊內(nèi)容學習現(xiàn)狀進行闡述，并以實際例題為依托，提出了幾點優(yōu)化教學的可行性建議。

【關(guān)鍵詞】高中化學 沉淀溶解 平衡計算

【中圖分類號】G633.8 【文獻標識碼】A 【文章編號】2095-3089（2018）15-0242-02

難溶電解質(zhì)的溶解平衡作為高中化學教材的重要學習內(nèi)容，與化學平衡、電離平衡與水解平衡并稱為化學學科四大平衡體系，其廣泛的學科實踐價值、理論價值促使相關(guān)教學人員采用更為便捷有效的施教手段進行多維度培育。相關(guān)調(diào)查結(jié)果顯示，當前學生在理解化學沉淀溶解平衡板塊內(nèi)容方面主要存在不足：第一，難溶物與不溶物的概念混淆，對難溶物飽和溶液中的分子和離子種類存在一定的認知偏差；第二，難溶物溶解平衡機理混淆，對各階段反應(yīng)步驟方程式缺乏深層次理解；第三，實踐實驗操作能力欠缺，只限制于理論知識層面，對難溶物的溶液微觀形成過程機制理解欠缺。相關(guān)化學教學人員應(yīng)該以新課程標準理念為出發(fā)點，深入解讀教材相關(guān)概念，以化學實驗為基礎(chǔ)，通過實驗設(shè)計證明來多維度論證難溶物電解平衡的運行機制。

一、設(shè)置電離平衡常數(shù)，精準計算平衡狀態(tài)溶質(zhì)濃度

難溶物溶解平衡時溶質(zhì)濃度的計算是此板塊內(nèi)容的重難點，需要學生在掌握基礎(chǔ)理論計算的基礎(chǔ)上對不同溶解平衡狀態(tài)下的各類溶質(zhì)濃度進行計算，并借助平衡常數(shù)的多個變形表達式進行合理拓展計算。以碘化鉛（PbI2）的沉淀溶解平衡常數(shù)與濃度時，首先應(yīng)列出碘化鉛的解離表達式，即：PbI2?Pb2++2I-，當Pb2+與I-的濃度與碘化鉛固體的溶解達到平衡狀態(tài)時，即V（溶解）=V（沉淀）時，可視為此反應(yīng)達到沉淀溶解平衡狀態(tài)，此時（假設(shè)為25℃）的溶度積（Ksp）的計算式為Ksp=【Pb2+】【I-】=7.1×10-9mol/L3，因難溶物的溶度積常數(shù)只與溫度有關(guān)，故計算關(guān)于碘化鉛的其余溶質(zhì)濃度時可利用此平衡常數(shù)進行合理延伸。

二、正確認識影響沉淀溶解平衡的各類因素

相關(guān)教學管理人員應(yīng)該以沉淀平衡表達式為基本計算式，通過設(shè)計一系列相關(guān)實驗來測定其余外界因素對沉淀溶解平衡的影響。大體來講，影響沉淀溶解平衡過程的有三大類因素：第一，溫度。溫度作為影響沉淀溶解平衡常數(shù)的唯一因素，在一般情況下，升高溫度有助于促進沉淀溶解，促進平衡常數(shù)的增加；第二，濃度。對于大多數(shù)難溶物質(zhì)，加水稀釋可促進其向溶解方向進行移動，從而有助于整體溶解平衡的向右進行；第三，加入一定量的反應(yīng)體系中的已有離子或可與已有離子反應(yīng)的物質(zhì)，可促進整個反應(yīng)體系的正向或逆向移動。如在計算氯化銀（AgCl）的沉淀平衡濃度時，保持溫度不變，通入HCl或加入NaBr等物質(zhì)可分別促進反應(yīng)體系的逆向移動或正向移動，影響平衡狀態(tài)時各離子的最終濃度；第四，pH值的影響。以氫氧化銅懸濁液體系為例，氫氧化銅作為難溶物的一種，在一定溫度條件下存在以下平衡，即：Cu（OH）2（s）?Cu2+（aq）+2OH-（aq），在25℃條件下，反應(yīng)體系的平衡常數(shù)為Ksp=c（Cu2+）×c2（OH-）=2×10-20mol/L3，在此板塊教學過程中可通過改變以下三方面的反應(yīng)條件來提升學生對沉淀溶解平衡的深層次認知：第一，已知特定硫酸銅溶液中的銅離子濃度為0.02mol/L，如果要生成氫氧化銅沉淀，應(yīng)將整個反應(yīng)體系的pH調(diào)成多大數(shù)值？在解此類題的過程中，應(yīng)該認識到氫氧根的濃度既能作為反應(yīng)體系pH的相關(guān)表征又能作為溶解出的離子來構(gòu)建整個沉淀溶解過程。以此為基礎(chǔ)，在保持體系溫度不變的前提下，應(yīng)用沉淀溶解平衡常數(shù)（2×10-20mol/L3）÷銅離子濃度（0.02mol/L），再進行開方運算，從而得出溶液的pH值；

三、明確多種物質(zhì)存在體系的沉淀生成機制

離子的濃度熵與濃度積（Ksp）之間的關(guān)系符合溶度積規(guī)則，即當Qc>Ksp時，溶液處于過飽和狀態(tài)，反應(yīng)失衡且析出一定量的沉淀物；當Qc=Ksp時，整個反應(yīng)體系的沉淀溶解過程處于平衡狀態(tài)，此時溶液為飽和溶液；當QcKsp時，等式右側(cè)的離子才會生成沉淀并促進逆向反應(yīng)的進行，經(jīng)計算可知，兩種溶液等體積混合后，c（Ag+）=2×10-3mol/L，c（Cl-）=2×10-3mol/L，Qc=【Ag+】【Cl-】=4.0×10-6mol2/L2>1.8×10-10mol2/L2，故此時有沉淀物析出。此種計算方式作為一種常規(guī)解題思路，能夠有效貫穿于整個溶度積常數(shù)計算過程中，同時，應(yīng)注意在計算離子濃度時，當溶液中剩余離子即平衡離子濃度≤10-5mol/L時，即可認為此種特定離子已經(jīng)沉淀完全或離子已經(jīng)得到有效去除。

四、結(jié)語

總之，高中化學課程的深沉溶解內(nèi)容比較抽象，在進行深沉溶解實驗和相關(guān)試題的解答時，影響的因素比較多，難度也比較大。雖然多數(shù)學生對深沉溶解平衡計算存在偏差，但是本文主要從設(shè)置電離平衡常數(shù)，精準計算平衡狀態(tài)溶質(zhì)濃度，正確認識影響沉淀溶解平衡的各類因素和明確多種物質(zhì)存在體系的沉淀生成機制3方面對深沉溶解平衡計算做了分析，通過一些實例對學生在概念混淆、溶解機理混淆和實際操作能力弱等學習中的不足做了優(yōu)化設(shè)計，使四大平衡體系中的高中化學深沉溶解體系內(nèi)容更豐富，更利于學生理解，更能實現(xiàn)其科學實踐價值。希望廣大高中化學教師在教學改革背景的督促下，能以新課程標準為基礎(chǔ)，在深入理解教材的基礎(chǔ)上，培養(yǎng)學生的實踐操作能力，通過實踐讓學生快速理解深沉溶解內(nèi)容的涵義，以增強學生學習效果。

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