白康康

摘 要： 難溶電解質的溶解平衡是高中化學知識體系的重要組成部分，但易溶電解質是否存在溶解平衡呢？作者翻閱國內(nèi)中學、大學常見化學教材，查閱期刊全文數(shù)據(jù)庫，均未發(fā)現(xiàn)答案，僅以飽和氯化鈉溶液為研究對象，通過設計實驗得出結論：在一定條件下，易溶電解質的飽和水溶液中存在溶解平衡，且溶度積Ksp幾乎為一常數(shù)。

關鍵詞： 易溶電解質 溶解平衡 溶度積

1.問題的提出

難溶電解質的溶解平衡是普通高中課程標準實驗教科書《化學反應原理》（人教版）的重要內(nèi)容[1]。其核心知識點如下：⑴難溶電解質的飽和溶液（有電解質固體存在）中存在沉淀-溶解平衡。難溶電解質固體在水分子的作用下，電離出少量自由移動的陰、陽離子；同時自由移動的陰、陽離子又受難溶電解質固體表面正負離子的吸引，形成難溶電解質沉淀。⑵當沉淀的溶解速率等于生成速率時，就會建立沉淀-溶解平衡。⑶沉淀-溶解平衡的平衡常數(shù)用溶度積K■表示；當溫度一定時，某難溶電解質的溶度積Ksp為一定值。

AgCl和NaCl都屬于強電解質，只是二者的溶解度相差較大。既然AgCl飽和溶液（有AgCl固體存在）中存在溶解平衡，那么NaCl飽和溶液（有NaCl固體存在）中是否存在溶解平衡？即：⑴像NaCl這樣的易溶電解質的飽和溶液中是否存在溶解平衡？⑵如果易溶電解質的飽和溶液中存在溶解平衡，那么一定溫度下的溶度積Ksp是否為定值？

帶著這個疑問，我查閱了幾個常見版本的中學、大學化學教材，搜索了期刊全文數(shù)據(jù)庫，均未獲得結果。本著求真務實的科學態(tài)度，我設計了以下實驗，以期得到真實的答案。

2.實驗部分

2.1實驗儀器和試劑

學生托盤天平，鑷子，稱量紙，10mL移液管，洗耳球，溫度計，50mL燒杯；蒸餾水，NaCl（分析純），KCl（分析純），濃鹽酸（36%-38%）。

2.2實驗溫度

整個實驗過程室溫始終為11℃；

2.3實驗過程

實驗1：定性分析濃鹽酸對NaCl溶解度的影響：用托盤天平稱取0.5gNaCl固體并加入50mL的小燒杯中；用移液管量取10mL濃鹽酸并加入小燒杯；充分振蕩，觀察到小燒杯中的NaCl固體幾乎完全不溶解。

實驗2：定量分析KCl對NaCl溶解度的影響：⑴取7只小燒杯，依次編號為1、2、3、4、5、6、7。⑵用托盤天平稱量6份KCl，質量分別為0.5g、1.0g、1.5g、2.0g、2.5g、3.0g，依次將所稱量的KCl編號為2、3、4、5、6、7。⑶用托盤天平稱量7份NaCl，質量都為4.0g，依次編號為1、2、3、4、5、6、7。⑷向1至7號燒杯中用移液管各加入10mL蒸餾水。⑸將6份KCl固體依次加入對應小燒杯（藥品編號與燒杯編號相同）中，充分振蕩使每個小燒杯中的KCl固體完全溶解。⑹依次取1至7號NaCl固體中的少量（少于0.1g）加入對應燒杯中，充分振蕩；待每個燒杯中的NaCl固體完全溶解后，再將對應編號的NaCl固體中的少量（少于0.1g）加入對應燒杯中，充分振蕩；重復之前操作，直至充分振蕩后每個小燒杯中有少量NaCl固體不再溶解。⑺分別稱量1至7號NaCl固體的剩余質量，并做好記錄（見表1）。

表1 實驗2數(shù)據(jù)記錄

3.結果分析

3.1 NaCl飽和溶液中是否存在溶解平衡

查閱資料知，在10℃時，NaCl的溶解度為35.8g；KCl的溶解度為31.0g[2]。10mL蒸餾水理論上可以溶解3.58gNaCl；實驗1取10mL濃鹽酸，稱取的0.5gNaCl幾乎全部不溶解，說明HCl使NaCl的溶解度降低，甚至導致NaCl幾乎不溶于濃鹽酸。

結論：NaCl飽和溶液（有NaCl固體存在）中存在以下動態(tài)平衡：

NaCl（s） Na■（aq）+Cl■（aq）

濃鹽酸電離出來大量的Cl■，導致平衡向左移動，降低了NaCl的溶解度，即NaCl飽和溶液中存在溶解平衡。同時說明易溶電解質的溶解平衡存在“同離子效應”。

3.2 NaCl飽和溶液中是否存在溶度積常數(shù)

忽略加入NaCl和KCl對溶液體積的影響，做如下分析：

表2 實驗2數(shù)據(jù)分析

3.2.1隨著溶液中溶解KCl的質量不斷增加，溶液所能溶解NaCl的最大質量不斷減少。

3.2.2當外加KCl的質量≤1.5g（注：10℃時，10mL水最多溶解3.1gKCl）時，c（Na■）·c（Cl■）的值變化不大，保持在30.00左右；當外加KCl的質量≥2.0g時，c（Na■）·c（Cl■）的值逐漸減小。

3.2.3可見，當外加KCl的質量較少時，NaCl飽和溶液中存在溶度積常數(shù)；在11℃時，Ksp（NaCl）≈30.00；當外加KCl的質量較多時，Ksp（NaCl）的值急劇減小，不再為定值。

4.結論

與難溶電解質類似，易溶強電解質的飽和溶液（有電解質固體存在）中存在沉淀溶解平衡；當外加電解質的量較小時，該易溶強電解質的Ksp幾乎為定值。

5.反思

5.1由于條件所限，本實驗采用學生托盤天平進行稱量，會對實驗數(shù)據(jù)的精確度產(chǎn)生影響。

5.2本實驗在數(shù)據(jù)處理的過程中，忽略外加電解質對溶液體積的影響，會對實驗數(shù)據(jù)的精確度產(chǎn)生影響。

5.3嚴格地說，溶度積的表達式應為離子“活度”的冪之積[3]，即K■（NaCl）=a（Na■）·a（Cl■），“活度”是“活度系數(shù)（因子）”與濃度的乘積。當電解質溶液的濃度增大時，溶液的離子強度I會增大，導致該強電解質的平均活度因子γ■減小，使?jié)舛群汀盎疃取钡闹挡罹嘣龃骩4]。對于難溶電解質來說，飽和溶液中各離子濃度較小，其“活動系數(shù)”可看做1，即用濃度替代“活度”表示K■是合理的；對于易溶電解質說，飽和溶液中各離子濃度較大，其“活動系數(shù)”遠小于1，故不能用濃度替代“活度”表示K■。本文用濃度來表示K■，必然會產(chǎn)生數(shù)據(jù)的誤差。

5.4“可逆反應的化學平衡”、“弱電解質的電離平衡”、“鹽類的水解平衡”及“難溶電解質的溶解平衡”是高中化學有關“可逆過程”的重要知識點。但“易溶電解質的溶解平衡”卻被高中化學教材（甚至是大學化學教材）忽略，究其原因，可能是易溶電解質的溶解平衡中溶度積Ksp的誤差較大。

5.5忽視“易溶電解質的溶解平衡”，不利于學生科學、全面地認識溶解過程的可逆性，甚至不能解釋像“NaCl不溶于濃鹽酸”這樣的實驗事實。高中化學教師在講解“難溶電解質的溶解平衡”內(nèi)容時，如果適度拓展，引入“易溶電解質的溶解平衡”，將有助于學生構建更科學、全面的化學知識體系。

參考文獻：

[1]宋心琦.普通高中新課程標準實驗教科書：化學反應原理（選修4）.3版.北京：人民教育出版社，2007：61-66.

[2]胡美玲.義務教育課程標準實驗教科書：化學（九年級下冊）.2版.北京：人民教育出版社，2006：36.

[3]北京師范大學等校.無機化學（上冊）.第四版.北京：高等教育出版社，2002：336-337.

[4]傅獻彩等.物理化學（下冊）.第五版.北京：高等教育出版社，2006：29-35.