淺談強(qiáng)酸制弱酸的應(yīng)用范圍

◎趙金蓮

用一種較強(qiáng)的酸可以制備一種較弱的酸，是中學(xué)化學(xué)較為常見的現(xiàn)象，一般把這條規(guī)律總結(jié)為“強(qiáng)酸制弱酸”，該規(guī)律是復(fù)分解反應(yīng)的一項(xiàng)重要應(yīng)用。比如在初中化學(xué)就已經(jīng)學(xué)習(xí)過將醋酸滴到大理石上制得二氧化碳?xì)怏w，說明醋酸的酸性大于碳酸，高中也學(xué)習(xí)了二氧化硫的實(shí)驗(yàn)室制法，用相對(duì)較強(qiáng)的硫酸與亞硫酸鈉反應(yīng)，也說明硫酸的酸性大于亞硫酸。但是隨著學(xué)習(xí)的深入和在做題的過程中，發(fā)現(xiàn)有許多同學(xué)對(duì)該規(guī)律的應(yīng)用范圍理解不夠，出現(xiàn)了機(jī)械套用的現(xiàn)象。

一、問題提出

比如說在人教版化學(xué)必修1課本中提到漂白粉或漂粉精中Ca（ClO）2能與空氣中的CO2和水蒸氣發(fā)生如下反應(yīng)：Ca（ClO）2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓ ＋2 HClO。學(xué)生很自然地認(rèn)為碳酸的酸性強(qiáng)于次氯酸，因此認(rèn)為漂白液中的 NaClO也能與空氣中的CO2和水蒸氣發(fā)生反應(yīng)，類推的化學(xué)方程式為：2 NaClO＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋2 HClO。很明顯這個(gè)化學(xué)方程式錯(cuò)誤的，這兩個(gè)反應(yīng)不同的地方在于前者生成了難溶物碳酸鈣沉淀，而后者沒有。學(xué)生很疑惑，為什么同樣是酸和鹽反應(yīng)，為什么前者是碳酸鈣，后者是碳酸氫鈉呢？

二、理論分析

實(shí)際上，強(qiáng)酸制弱酸這條規(guī)律的提出是根據(jù)相對(duì)容易電離的酸提供了氫離子與酸性更弱的酸的酸根離子結(jié)合而得出的。根據(jù)資料得知H2CO3的電離平衡常數(shù)為Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，HClO的電離平衡常數(shù)為Ka1＝4.7×10－8，可以推出酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋篐2CO3＞HCIO＞HCO－3，也就是說碳酸根結(jié)合H＋的能力大于次氯酸根。

但是次氯酸鈣與CO2的反應(yīng)中存在兩個(gè)平衡：電離平衡和沉淀溶解平衡。如下：

而NaCIO與CO2反應(yīng)時(shí)，其產(chǎn)物中無沉淀物生成，這個(gè)反應(yīng)只存在電離平解，根據(jù)酸的電離常數(shù)可推出NaCIO＋CO2＋H2O＝NaHCO3＋HCIO。溶液中電離出的結(jié)合H＋的能力大于CIO－，因此產(chǎn)物應(yīng)為 NaHCO3和 HCIO。

在教學(xué)過程中，還遇到一道類似的題，寫出往Na2S溶液中分別通入少量CO2和過量CO2的化學(xué)方程式。查閱資料H2S的電離平衡常數(shù)為Ka1＝1.5×10－7，Ka2＝7.1×10－15，可推導(dǎo)出酸性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)椋篐2CO3＞H2S＞HCO－3＞HS－。由于該反應(yīng)沒有生成難溶物，因此只需考慮電離平衡，即可按照“強(qiáng)酸之弱酸”的規(guī)律推導(dǎo)：

2 Na2S＋CO2（少量）＋H2O＝Na2CO3＋2 NaHS

Na2S＋2 CO2（過量）＋2 H2O＝2 NaHCO3＋H2S

三、結(jié)論與啟示

從以上舉例均可看出，“強(qiáng)酸制弱酸”的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律有一定的局限性。當(dāng)該反應(yīng)中只存在電離平衡時(shí)，可以按“強(qiáng)酸制弱酸”的規(guī)律進(jìn)行推導(dǎo)，但當(dāng)反應(yīng)中還存在沉淀溶解平衡參與競爭時(shí)，就必須先考慮生成難溶物，比如說將H2S通入CuSO4溶液中可以生成強(qiáng)酸H2SO4和不溶于酸的難溶物CuS，正是生成了難溶物CuS從體系中脫離出，否則該反應(yīng)不可能發(fā)生。因此，“強(qiáng)酸制弱酸”的原理并不是萬能的，需要深入理解。