把握學(xué)科知識 增進學(xué)科理解

摘要：基于“素養(yǎng)為本”視角，以“沉淀溶解平衡”為知識載體，以數(shù)據(jù)為證據(jù)材料，運用沉淀溶解平衡常數(shù)來判斷反應(yīng)進行的方向以及進行的程度，旨在增進學(xué)科理解，更好地在教學(xué)中體現(xiàn)化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng).

關(guān)鍵詞：沉淀溶解平衡；溶度積常數(shù)；化學(xué)學(xué)科理解；專業(yè)素養(yǎng)

中圖分類號：G632文獻標識碼：A文章編號：1008-0333（2024）28-0141-04

《普通高中化學(xué)課程標準（2017年版2020年修訂）》指出《化學(xué)反應(yīng)原理》板塊從化學(xué)反應(yīng)與能量，化學(xué)反應(yīng)的方向、限度和速率以及水溶液中的離子反應(yīng)與平衡等方面，探索化學(xué)反應(yīng)的規(guī)律及應(yīng)用.選考化學(xué)的同學(xué)在學(xué)習(xí)了必修課程，有了一定的化學(xué)基礎(chǔ)之后，通過該板塊的學(xué)習(xí)，引導(dǎo)學(xué)生進一步認識化學(xué)變化所遵循的基本原理，初步形成關(guān)于物質(zhì)變化的科學(xué)觀念.了解化學(xué)反應(yīng)中能量轉(zhuǎn)化所遵循的規(guī)律，贊賞運用化學(xué)反應(yīng)原理對科學(xué)技術(shù)和人類社會文明所起的重要作用，發(fā)展化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng).

下面以板塊中的主題3——水溶液中的離子反應(yīng)與平衡中的“沉淀溶解平衡”為例，來談一談化學(xué)反應(yīng)原理對初三化學(xué)及高一必修課程中一些化學(xué)知識的解釋作用，以努力增進學(xué)科理解，爭取做到深度學(xué)習(xí).

1弱酸不能制強酸嗎？

往氯化鈣溶液中通CO2氣體，會出現(xiàn)沉淀嗎？

觀點一：會出現(xiàn)，CO2溶于水，生成碳酸，碳酸能電離出碳酸根離子，與Ca2+結(jié)合成沉淀.

觀點二：不會出現(xiàn)，CaCl2+CO2+H2OCaCO3+2HCl，假定生成了碳酸鈣，但同時又生成了鹽酸，鹽酸又把碳酸鈣溶解了.所以我們看到碳酸鈣固體中加鹽酸，碳酸鈣能溶解，反應(yīng)還生成使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體.但是反過來，往氯化鈣溶液中通CO2，不管通多長時間，都沒有沉淀生成.由此老師給了學(xué)生一個結(jié)論：弱酸不能制強酸.

果真弱酸不能制強酸嗎？往硫酸銅溶液中通H2S氣體，可見黑色沉淀，寫成化學(xué)方程式：CuSO4+H2SCuS+H2SO4.同學(xué)們發(fā)現(xiàn)不對了，這個反應(yīng)中分明是弱酸氫硫酸反應(yīng)生成了強酸硫酸.這是怎么回事呢？

我們學(xué)了反應(yīng)原理，學(xué)了化學(xué)平衡常數(shù)，知道在一定溫度下，如果某反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)K>1×105，就認為該反應(yīng)能進行完全，反之，若化學(xué)平衡常數(shù)K<1×10-5，就認為該反應(yīng)幾乎不能進行.

往氯化鈣溶液中通CO2氣體，假設(shè)CaCl2+CO2+H2OCaCO3+2HCl能進行，將CO2和H2O寫成H2CO3，寫作離子方程式：Ca2++H2CO3CaCO3+2H+，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=c2（H+）/［c（Ca2+）c（H2CO3）］=［c2（H+）·c（CO2-3）］/［c（Ca2+）·c（CO2-3）·c（H2CO3）］=Ka1（H2CO3）·Ka2（H2CO3）］/Ksp（CaCO3）=4.30×10-7×5.61×10-11/4.96×10-9=4.86×10-9，K1×10-5，所以反應(yīng)不能進行.

再看硫酸銅溶液中通H2S氣體，離子方程式：Cu2++H2SCuS+2H+，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=c2（H+）/

［c（Cu2+）·c（H2S）］=［c2（H+）

·c（S2-）］/［c（Cu2+）·c（S2-）

·c（H2S）］［Ka1（H2S）·Ka2（H2S）］/Ksp（CuS）=9.1×10-8×1.1×10-12/1.27×10-36=7.88×1016，K1×105，所以反應(yīng)正向進行程度很大，幾乎完全.

用平衡常數(shù)K來判斷反應(yīng)能否進行和進行的程度如何是可靠的辦法.當(dāng)然，在初三或者是高一必修階段，學(xué)生尚未具備化學(xué)平衡常數(shù)的基礎(chǔ)，但在教學(xué)過程中教師不能簡單地一概而論，給出一些言之鑿鑿的錯誤結(jié)論.而當(dāng)學(xué)生有了知識基礎(chǔ)以后，教師要及時設(shè)計教學(xué)環(huán)節(jié)，引導(dǎo)學(xué)生用新原理去解釋舊知識，以達到知識靈活運用的目的.2用氯化鈣溶液鑒別碳酸鈉和碳酸氫鈉溶液，可行嗎？

在高一認識碳酸鈉、碳酸氫鈉的性質(zhì)時，會遇到一個問題：能否用氯化鈣溶液鑒別碳酸鈉和碳酸氫鈉？實驗是檢驗化學(xué)的唯一標準，當(dāng)我們向碳酸氫鈉溶液中滴加氯化鈣溶液，發(fā)現(xiàn)也會有沉淀，當(dāng)時作如下解釋：碳酸氫根在水溶液中會發(fā)生電離，生成碳酸根離子，所以也有沉淀碳酸鈣生成，因此一般不能用氯化鈣溶液鑒別碳酸鈉溶液和碳酸氫鈉溶液.但是問題又來了，碳酸氫根電離生成碳酸根離子的同時也生成了氫離子，氫離子不是會溶解碳酸鈣嗎？

碳酸氫根離子部分電離產(chǎn)生碳酸根離子：HCO-3H++CO2-3，Ca2+和CO2-3結(jié)合成CaCO3，促使CO2-3的電離平衡正向移動.同時溶液中會產(chǎn)生一定量的H+，H+應(yīng)該會把CaCO3溶解.這是定性分析.但是如果我們關(guān)注離子之間量的關(guān)系，作如下分析：

為計算方便，我們假設(shè)將0.2 mol·L-1 CaCl2溶液和0.2 mol·L-1 NaHCO3溶液混合，混合后c（Ca2+）=0.1 mol·L-1，c（HCO-3）=0.1 mol·L-1，HCO-3H++CO2-3，

Ka2=[c（H+）·c（CO2-3）]/c（HCO3-）=5.6×10-11，則c（H+）=c（CO2-3）=5.6×10-11×0.1=5.6×10-12 =5.76×10-6，所以溶液中Qc（CaCO3）=c（Ca2+）·c（CO2-3）=0.1 mol·L-1×5.76×10-6=5.76×10-7>Ksp（CaCO3）=5.0×10-9，所以有沉淀碳酸鈣生成.

假設(shè)等濃度（設(shè)為2a mol·L-1）的CaCl2溶液和NaHCO3溶液混合，混合后c（Ca2+）=a mol·L-1，c（HCO-3）=a mol·L-1，HCO-3H++CO2-3，Ka2=[c（H+）·c（CO2-3）]/c（HCO3-）=5.6×10-11，則c（H+）=c（CO2-3）=5.6×10-11×a

所以溶液中Qc（CaCO3）=c（Ca2+）·c（CO2-3）=a mol·L-1×5.6×10-11×a<Ksp（CaCO3）=5.0×10-9，則無沉淀產(chǎn)生.由此計算出a<7.46×10-3，則CaCl2溶液和NaHCO3溶液的原始濃度小于1.49×10-2mol·L-1時兩溶液混合無沉淀產(chǎn)生.

化學(xué)反應(yīng)能否進行，跟反應(yīng)物的用量有直接關(guān)系，拋開反應(yīng)物的量談反應(yīng)能否發(fā)生是毫無根據(jù)的.《普通高中化學(xué)課程標準（2017版2020年修訂）》對水溶液中的離子反應(yīng)和平衡提出的教學(xué)策略就是要“關(guān)注水溶液體系的特點，結(jié)合實驗現(xiàn)象和數(shù)據(jù)等證據(jù)材料，引導(dǎo)學(xué)生形成認識水溶液中離子反應(yīng)和平衡的基本思路”[1].根據(jù)化學(xué)平衡常數(shù)，結(jié)合沉淀溶解平衡進行相關(guān)定量計算，對于反應(yīng)能否發(fā)生有說服力.

3難溶電解質(zhì)的Ksp越小，在溶液中就越先析出嗎？

溶解度是學(xué)生在初三化學(xué)中就學(xué)習(xí)的，指在一定溫度下，某固態(tài)物質(zhì)在100 g溶劑中達到飽和狀態(tài)時所溶解的溶質(zhì)質(zhì)量.初三學(xué)生學(xué)習(xí)用質(zhì)量分數(shù)對溶液的濃度進行表征，已知不同物質(zhì)的溶解度，就可以計算一定溫度下不同物質(zhì)飽和溶液的質(zhì)量分數(shù).進入高中后，學(xué)生學(xué)習(xí)了利用物質(zhì)的量濃度對溶液濃度進行表征，物質(zhì)的量濃度在化學(xué)實驗和實際生產(chǎn)中有更為廣泛的用途.而沉淀溶解平衡常數(shù)Ksp是難溶物在水中的溶解平衡常數(shù)，是一定溫度下難溶物在水中解離成的各離子的物質(zhì)的量濃度的冪之積.因此，溶解度和溶度積常數(shù)Ksp都可以表征物質(zhì)在水中的溶解程度.

溶度積常數(shù)Ksp作為一種特殊的平衡常數(shù)，也是用來判斷沉淀溶解平衡的重要依據(jù).當(dāng)溶液中的Qc<Ksp，沉淀溶解;當(dāng)Qc=Ksp，達到沉淀溶解平衡狀態(tài)；Qc>Ksp，析出沉淀.對于不同的難溶物，Ksp越小，就越易析出沉淀嗎？

例1向濃度均為0.1 mol·L-1的Cl-、Br-、I-的混合溶液中逐滴滴加AgNO3溶液，生成三種不同沉淀需要的c（Ag+）列表如下：

溶度積最小的碘化銀要開始沉淀需要的c（Ag+）最小，所以開始逐滴往混合溶液中滴加硝酸銀溶液時，一定是先達到碘化銀的Ksp，所以碘化銀首先沉淀.

例2向濃度均為0.1 mol·L-1的CO2-3，SO2-4的混合溶液中逐滴滴加BaCl2溶液，生成兩種不同沉淀需要的c（Ba2+）列表如下：

從表中可知，溶度積更小的硫酸鋇要開始沉淀需要的c（Ba2+）濃度更小，所以從無到有，開始逐滴往混合溶液中滴加氯化鋇溶液時，一定是先達到硫酸鋇的Ksp，所以硫酸鋇首先沉淀.例3向濃度均為0.1 mol·L-1的Cl-、CrO2-4的混合溶液中逐滴滴加AgNO3溶液，生成兩種不同沉淀需要的c（Ag+）列表如下：

從表中可知，溶度積常數(shù)：Ag2CrO4< AgCl，但是在c（CrO2-4）=c（Cl-）時，逐滴滴加硝酸銀溶液，隨著溶液中銀離子溶度增大，首先達到的是氯化銀的Ksp，所以氯化銀首先析出.為什么會出現(xiàn)這種情況呢？很顯然，此處的Ag2CrO4，AgCl兩種銀鹽的形式不同，Ksp=各離子濃度的冪之積，導(dǎo)致出現(xiàn)了與例1、例2不同的情況.

因此我們在判斷沉淀析出時，如果是同類型的難溶物，Ksp越小，越早析出.如果是不同類型的難溶物，需要根據(jù)Ksp和一種離子的濃度，求算另一離子濃度，需要的離子濃度越小，越早析出.

4為什么工業(yè)生產(chǎn)中總是要把鐵元素氧化為Fe3+然后去除呢？

我們發(fā)現(xiàn)，在以礦物為原料進行無機化合物制備與提純、廢水處理等領(lǐng)域，通常利用沉淀法將某些雜質(zhì)離子分離除去.其中，要除去鐵元素時，基本上都是先把礦石酸溶，鐵的氧化物轉(zhuǎn)化為Fe2+和Fe3+，然后加氧化劑，將Fe2+全部氧化為Fe3+，再通過調(diào)節(jié)pH值，使Fe3+轉(zhuǎn)化為

Fe（OH）3沉淀再過濾除去.Fe2+和Fe3+的氫氧化物都是沉淀，為什么一定要把溶液中的Fe2+氧化為Fe3+之后再除去呢？

我們來看常見的金屬礦石中所含有的金屬離子的氫氧化物的Ksp：

一般認為當(dāng)溶液中的離子濃度小于1×10-5mol·L-1時，離子已經(jīng)除盡.下面我們以此為標準，計算下Fe2+和Fe3+完全除盡時，溶液pH值的大小.

Ksp Fe（OH）2=c（Fe2+）×c2（OH-）=4.87×10-17，

其中c（Fe2+）<1×10-5mol·L-1，計算可得c（OH-）>2.2×10-6，則溶液pH>8.34，此時Fe2+可除盡.

Ksp Fe（OH）3=c（Fe3+）×c3（OH-）=2.6×10-39，

其中c（Fe3+）<1×10-5mol·L-1，計算可得c（OH-）>6.38×10-12，則溶液pH>2.805，此時Fe3+可除盡.

計算后發(fā)現(xiàn)，F(xiàn)e2+在堿性條件下才能沉淀完全，而Fe3+在酸性條件（pH較?。r就可沉淀完全.通過計算表格中羅列的這些氫氧化物完全沉淀的pH，可見在這些物質(zhì)中，F(xiàn)e3+完全沉淀的pH是最小的.也可以看出工業(yè)上選擇把鐵元素轉(zhuǎn)化為Fe（OH）3是因為能夠確保有用離子不被沉淀.如果選擇把鐵元素轉(zhuǎn)化為Fe（OH）2沉淀，則其他的有用離子也要沉淀甚至是先沉淀了.

（2021江蘇高考適應(yīng)性考試乙卷15題第2問）軟錳礦漿（主要成分MnO2，雜質(zhì)為Fe、Al等元素的氧化物）吸收了煙氣中

的 SO2的生成了 MnSO4，向該混合溶液中滴加氨水，調(diào)節(jié)pH進行除雜. 若溶液中c（Mn2+） =0.2 mol·L-1，欲使溶液中Fe3+、Al3+的濃度均小于1×10-6mol·L-1，需控制的pH范圍為.（已知：室溫下Ksp[Al（OH）3]=1×10-33，Ksp[Fe（OH）3]=3×10-39，Ksp[Mn（OH）2]=2×10-13.）

由題意，控制一定pH值，保證Fe3+，Al3+轉(zhuǎn)化為Fe（OH）3、Al（OH）3沉淀，而Mn2+不能沉淀.則溶液中c（Fe3+）×c3（OH-）>Ksp Fe（OH）3，c（Al3+）×c3（OH-）>Ksp Al（OH）3，c（Mn2+）×c2（OH-）>Ksp Mn（OH）2，將Fe3+，Al3+，Mn2+的濃度代入，即可知道滿足條件的pH范圍.

開展基于學(xué)生化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng)發(fā)展的課堂教學(xué)，對化學(xué)教師的專業(yè)素養(yǎng)提出了更高的要求，要求教師進一步增進化學(xué)學(xué)科理解.化學(xué)學(xué)科理解是指教師對化學(xué)學(xué)科知識及其思維方式和方法的一種本源性，結(jié)構(gòu)化的認識，它不僅僅是對化學(xué)知識的理解，還包括對具有化學(xué)學(xué)科特質(zhì)的思維方式和方法的理解［2］.教師在教學(xué)中應(yīng)認識到自身化學(xué)學(xué)科理解能力的不足，通過多渠道提高自身的學(xué)科理解力，包括主動參加各級培訓(xùn)和學(xué)習(xí)活動，重視校內(nèi)教研組、備課組的研討活動，在學(xué)習(xí)和教學(xué)中遇到問題主動提出，共同商量，不斷提升學(xué)科理解能力.

5結(jié)束語

化學(xué)選擇性必修1《化學(xué)反應(yīng)原理》的內(nèi)容是高中化學(xué)教學(xué)中的難點，在高考中的占比又很大，這部分內(nèi)容是化學(xué)學(xué)得好和學(xué)不好的分水嶺.教師自身在教學(xué)中一定要把握好這部分內(nèi)容，才能提升課堂教學(xué)能力.

參考文獻：

［1］

中華人民共和國教育部.普通高中化學(xué)課程標準（2017年版2020年修訂）［M］.北京：人民教育出版社，2020：2，8

［2］ 中華人民共和國教育部.普通高中化學(xué)課程標準（2017年版2020年修訂）［M］.北京：人民教育出版社，2020：2，76

［責(zé)任編輯：季春陽］