NaClO溶液、Ca（ClO）2溶液与CO2反应的生成物探究

江宏伟

摘要：根据“强酸制弱酸”的原理，判断酸与盐复分解反应的产物是我们中学常用的一种重要方法。但在具体应用时还要分类讨论，若生成物为可溶于水的盐（如碳酸氢盐），则可以用强酸制弱酸的原理分析；若生成物为难溶物或不溶物，则以生成难溶物或不溶物为主。

关键词：强酸；弱酸；电离平衡；溶解平衡

文章编号：1008-0546（2014）02-0064-02 中图分类号：G632.41 文献标识码：B

doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2014.02.025

“强酸制弱酸”是复分解反应的一条重要规律，是因为弱酸根离子结合H+能力强于强酸根离子，弱酸根离子从强酸根离子那里夺去H+就结合成了弱酸。在中学化学这个规律可谓深入人心，但在教学过程中发现有很多同学对此规律缺乏深入理解，经常死记硬背、机械套用，从而出现一些错误。

一、问题起因

2013年11月学校组织了高三期中考试，在试卷分析时发现有一道选择题学生得分率很低，原题如下：25℃时，弱酸的电离平衡常数如表1所示，下列离子反应方程式错误的是（ ）

A.氯水中加入少量NaHCO3粉末：HCO3-+H+=H2O+CO2↑

B.NaAl（OH）4溶液中通入足量CO2：Al（OH）4-+CO2=Al（OH）3↓+HCO3-

C.NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-

D.Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-

按照题目所给的数据，25℃时H2CO3的一级电离常数Ka1=4.30×10-7，二级电离常数Ka2=5.61×10-11，而HClO的电离常数K=2.95×10-8，说明酸性强弱：H2CO3 >HClO>HCO3-，根据“强酸制弱酸”的原理，就很容易理解选项C中的离子反应方程式是错误的，假如生成HClO和CO32-的话，它们会继续反应而生成HCO3-。所以无论往NaClO溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应的离子反应方程式总是为：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-。这与苯酚钠溶液中通入二氧化碳反应类似，由于苯酚的酸性介于H2CO3和HCO3-之间，所以无论往苯酚钠溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应的离子反应方程式总是为：C6H5O-+CO2+H2O=C6H5OH+HCO3-。

二、提出质疑

这时有同学提出，根据上述分析类推，那么无论往Ca（ClO）2溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应方程式都应该为：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O= Ca（HCO3）2+2HClO。但是在苏教版化学必修1教材中，工业上漂白粉漂白原理，Ca（ClO）2溶液与CO2反应的方程式为：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+HClO。而且在很多课外辅导书中显示，当Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2时反应为：Ca（ClO）2+CO2+H2O= CaCO3↓+2HClO，只有当通入过量CO2时反应才是：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O=Ca（HCO3）2+2HClO。难道是书中的反应方程式写错了？还是“强酸制弱酸”的原理在这里就不适用啦？

三、实验验证

所用药品：大理石、1 mol·L-1稀盐酸、0.1 mol·L-1 Ca（ClO）2溶液、0.1 mol·L-1NaClO溶液、0.2 mol·L-1 BaCl2溶液

验证步骤及现象、结论见下页表2。

四、理论分析

对于Ca（ClO）2溶液与CO2反应会生成不同的生成物，我们可以从以下几个角度分析：

按照水解平衡分析：Ca（ClO）2属于强碱弱酸盐，在溶液中存在水解平衡：Ca（ClO）2+H2O=Ca（OH）2+2HClO，向该溶液中通入少量CO2时发生下列反应：CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓+ H2O，促进Ca（ClO）2向水解的方向移动，所以次氯酸钙溶液中通入少量CO2，生成CaCO3而不是Ca（HCO3）2。只有当通入过量的CO2时，过量的CO2与CaCO3反应才生成Ca（HCO3）2。

按照溶解平衡分析：溶液体系中Ca2+和H+存在着对CO32-的竞争，Ca2+与CO32-有生成难溶物CaCO3趋势，H+与CO32-有生成的弱酸HCO3-的趋势。查数据可知，CaCO3的溶解平衡：CaCO3（s）？葑Ca2+（aq）+CO32-（aq），25℃时Ksp=4.96×10-9，HCO3-的电离平衡：HCO3-？葑H++CO32-，25℃时Ka=5.61×10-11。上述实验溶液中的c（Ca2+）=0.1 mol·L-1，通过计算可知，只要溶液中的c（CO32-）﹥4.96×10-8 mol·L-1，就可以向生成CaCO3沉淀的方向移动。由于溶液体系中HClO是弱酸，HClO电离出的H+量很少，通过HClO和HCO3-的电离平衡常数计算可知，溶液中c（CO32-）=3.0×10-7 mol·L-1远大于4.96×10-8 mol·L-1，故少量CO2通入Ca（ClO）2溶液中应生成CaCO3。

按照标准反应自由能分析：25℃时，对于反应Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+ 2HClO：

ΔfGmθ=ΔfGmθ（CaCO3）+2△Gmθ（HClO）-△fGmθ（Ca2+）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）

=（-1128.76-2×79.9+553.04+2×37.2+394.38+

237.19）kJ·mol-1

=-29.55kJ·mol-1﹤0

25℃时，对于反应ClO-+CO2+H2O= HCO3-+ HClO：

△fGmθ=△fGmθ（HCO3-）+△fGmθ（HClO）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）

=（-587.06-79.9+37.2+394.38+237.19）kJ·mol-1

=+1.81kJ·mol-1﹥0

由此可知，Ca（ClO）2溶液与CO2的反应生成CaCO3的趋势远大于生成Ca（HCO3）2的趋势。

五、总结

利用电离平衡常数的大小确定酸的强弱，根据“强酸制弱酸”的原理，判断酸与盐复分解反应的产物是我们中学常用的一种重要方法。但在具体应用时还要分类讨论，若生成物为可溶于水的盐（如碳酸氢盐），则可以用强酸制弱酸的原理分析；若生成物为难溶物或不溶物，则以生成难溶物或不溶物为主，即使是弱酸也可以制强酸。比如H2S气体通入到CuSO4溶液中发生反应为：CuSO4+H2S =CuS↓+H2SO4，这就是一个典型的弱酸制强酸的例子，反应能进行的原因是生成物中生成了难溶性的CuS。

在化学教学过程中，学生会遇到各式各样的疑难问题，这就要求教师不断加强学习，掌握各种解题的方法、思路，丰富自己的知识结构，以适应新课改对老师的要求。新课程教学呼唤教师从单纯的知识传递者走向研究者、反思者，也就要求新时期的教师不仅专业学识要较为丰富，而且还善于对教学问题进行研究反思。

参考文献

[1] 王祖浩. 化学反应原理[M].南京： 江苏教育出版社，2012

[2] 王祖浩. 化学1 （必修）[M].南京： 江苏教育出版社，2012

[3] 宋天佑，程鹏等.无机化学[M].北京：高等教育出版社，2009endprint

摘要：根据“强酸制弱酸”的原理，判断酸与盐复分解反应的产物是我们中学常用的一种重要方法。但在具体应用时还要分类讨论，若生成物为可溶于水的盐（如碳酸氢盐），则可以用强酸制弱酸的原理分析；若生成物为难溶物或不溶物，则以生成难溶物或不溶物为主。

关键词：强酸；弱酸；电离平衡；溶解平衡

文章编号：1008-0546（2014）02-0064-02 中图分类号：G632.41 文献标识码：B

doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2014.02.025

“强酸制弱酸”是复分解反应的一条重要规律，是因为弱酸根离子结合H+能力强于强酸根离子，弱酸根离子从强酸根离子那里夺去H+就结合成了弱酸。在中学化学这个规律可谓深入人心，但在教学过程中发现有很多同学对此规律缺乏深入理解，经常死记硬背、机械套用，从而出现一些错误。

一、问题起因

2013年11月学校组织了高三期中考试，在试卷分析时发现有一道选择题学生得分率很低，原题如下：25℃时，弱酸的电离平衡常数如表1所示，下列离子反应方程式错误的是（ ）

A.氯水中加入少量NaHCO3粉末：HCO3-+H+=H2O+CO2↑

B.NaAl（OH）4溶液中通入足量CO2：Al（OH）4-+CO2=Al（OH）3↓+HCO3-

C.NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-

D.Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-

按照题目所给的数据，25℃时H2CO3的一级电离常数Ka1=4.30×10-7，二级电离常数Ka2=5.61×10-11，而HClO的电离常数K=2.95×10-8，说明酸性强弱：H2CO3 >HClO>HCO3-，根据“强酸制弱酸”的原理，就很容易理解选项C中的离子反应方程式是错误的，假如生成HClO和CO32-的话，它们会继续反应而生成HCO3-。所以无论往NaClO溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应的离子反应方程式总是为：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-。这与苯酚钠溶液中通入二氧化碳反应类似，由于苯酚的酸性介于H2CO3和HCO3-之间，所以无论往苯酚钠溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应的离子反应方程式总是为：C6H5O-+CO2+H2O=C6H5OH+HCO3-。

二、提出质疑

这时有同学提出，根据上述分析类推，那么无论往Ca（ClO）2溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应方程式都应该为：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O= Ca（HCO3）2+2HClO。但是在苏教版化学必修1教材中，工业上漂白粉漂白原理，Ca（ClO）2溶液与CO2反应的方程式为：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+HClO。而且在很多课外辅导书中显示，当Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2时反应为：Ca（ClO）2+CO2+H2O= CaCO3↓+2HClO，只有当通入过量CO2时反应才是：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O=Ca（HCO3）2+2HClO。难道是书中的反应方程式写错了？还是“强酸制弱酸”的原理在这里就不适用啦？

三、实验验证

所用药品：大理石、1 mol·L-1稀盐酸、0.1 mol·L-1 Ca（ClO）2溶液、0.1 mol·L-1NaClO溶液、0.2 mol·L-1 BaCl2溶液

验证步骤及现象、结论见下页表2。

四、理论分析

对于Ca（ClO）2溶液与CO2反应会生成不同的生成物，我们可以从以下几个角度分析：

按照水解平衡分析：Ca（ClO）2属于强碱弱酸盐，在溶液中存在水解平衡：Ca（ClO）2+H2O=Ca（OH）2+2HClO，向该溶液中通入少量CO2时发生下列反应：CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓+ H2O，促进Ca（ClO）2向水解的方向移动，所以次氯酸钙溶液中通入少量CO2，生成CaCO3而不是Ca（HCO3）2。只有当通入过量的CO2时，过量的CO2与CaCO3反应才生成Ca（HCO3）2。

按照溶解平衡分析：溶液体系中Ca2+和H+存在着对CO32-的竞争，Ca2+与CO32-有生成难溶物CaCO3趋势，H+与CO32-有生成的弱酸HCO3-的趋势。查数据可知，CaCO3的溶解平衡：CaCO3（s）？葑Ca2+（aq）+CO32-（aq），25℃时Ksp=4.96×10-9，HCO3-的电离平衡：HCO3-？葑H++CO32-，25℃时Ka=5.61×10-11。上述实验溶液中的c（Ca2+）=0.1 mol·L-1，通过计算可知，只要溶液中的c（CO32-）﹥4.96×10-8 mol·L-1，就可以向生成CaCO3沉淀的方向移动。由于溶液体系中HClO是弱酸，HClO电离出的H+量很少，通过HClO和HCO3-的电离平衡常数计算可知，溶液中c（CO32-）=3.0×10-7 mol·L-1远大于4.96×10-8 mol·L-1，故少量CO2通入Ca（ClO）2溶液中应生成CaCO3。

按照标准反应自由能分析：25℃时，对于反应Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+ 2HClO：

ΔfGmθ=ΔfGmθ（CaCO3）+2△Gmθ（HClO）-△fGmθ（Ca2+）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）

=（-1128.76-2×79.9+553.04+2×37.2+394.38+

237.19）kJ·mol-1

=-29.55kJ·mol-1﹤0

25℃时，对于反应ClO-+CO2+H2O= HCO3-+ HClO：

△fGmθ=△fGmθ（HCO3-）+△fGmθ（HClO）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）

=（-587.06-79.9+37.2+394.38+237.19）kJ·mol-1

=+1.81kJ·mol-1﹥0

由此可知，Ca（ClO）2溶液与CO2的反应生成CaCO3的趋势远大于生成Ca（HCO3）2的趋势。

五、总结

利用电离平衡常数的大小确定酸的强弱，根据“强酸制弱酸”的原理，判断酸与盐复分解反应的产物是我们中学常用的一种重要方法。但在具体应用时还要分类讨论，若生成物为可溶于水的盐（如碳酸氢盐），则可以用强酸制弱酸的原理分析；若生成物为难溶物或不溶物，则以生成难溶物或不溶物为主，即使是弱酸也可以制强酸。比如H2S气体通入到CuSO4溶液中发生反应为：CuSO4+H2S =CuS↓+H2SO4，这就是一个典型的弱酸制强酸的例子，反应能进行的原因是生成物中生成了难溶性的CuS。

在化学教学过程中，学生会遇到各式各样的疑难问题，这就要求教师不断加强学习，掌握各种解题的方法、思路，丰富自己的知识结构，以适应新课改对老师的要求。新课程教学呼唤教师从单纯的知识传递者走向研究者、反思者，也就要求新时期的教师不仅专业学识要较为丰富，而且还善于对教学问题进行研究反思。

参考文献

[1] 王祖浩. 化学反应原理[M].南京： 江苏教育出版社，2012

[2] 王祖浩. 化学1 （必修）[M].南京： 江苏教育出版社，2012

[3] 宋天佑，程鹏等.无机化学[M].北京：高等教育出版社，2009endprint

摘要：根据“强酸制弱酸”的原理，判断酸与盐复分解反应的产物是我们中学常用的一种重要方法。但在具体应用时还要分类讨论，若生成物为可溶于水的盐（如碳酸氢盐），则可以用强酸制弱酸的原理分析；若生成物为难溶物或不溶物，则以生成难溶物或不溶物为主。

关键词：强酸；弱酸；电离平衡；溶解平衡

文章编号：1008-0546（2014）02-0064-02 中图分类号：G632.41 文献标识码：B

doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2014.02.025

“强酸制弱酸”是复分解反应的一条重要规律，是因为弱酸根离子结合H+能力强于强酸根离子，弱酸根离子从强酸根离子那里夺去H+就结合成了弱酸。在中学化学这个规律可谓深入人心，但在教学过程中发现有很多同学对此规律缺乏深入理解，经常死记硬背、机械套用，从而出现一些错误。

一、问题起因

2013年11月学校组织了高三期中考试，在试卷分析时发现有一道选择题学生得分率很低，原题如下：25℃时，弱酸的电离平衡常数如表1所示，下列离子反应方程式错误的是（ ）

A.氯水中加入少量NaHCO3粉末：HCO3-+H+=H2O+CO2↑

B.NaAl（OH）4溶液中通入足量CO2：Al（OH）4-+CO2=Al（OH）3↓+HCO3-

C.NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+CO32-

D.Na2CO3溶液中通入少量SO2：2CO32-+SO2+H2O=2HCO3-+SO32-

按照题目所给的数据，25℃时H2CO3的一级电离常数Ka1=4.30×10-7，二级电离常数Ka2=5.61×10-11，而HClO的电离常数K=2.95×10-8，说明酸性强弱：H2CO3 >HClO>HCO3-，根据“强酸制弱酸”的原理，就很容易理解选项C中的离子反应方程式是错误的，假如生成HClO和CO32-的话，它们会继续反应而生成HCO3-。所以无论往NaClO溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应的离子反应方程式总是为：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-。这与苯酚钠溶液中通入二氧化碳反应类似，由于苯酚的酸性介于H2CO3和HCO3-之间，所以无论往苯酚钠溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应的离子反应方程式总是为：C6H5O-+CO2+H2O=C6H5OH+HCO3-。

二、提出质疑

这时有同学提出，根据上述分析类推，那么无论往Ca（ClO）2溶液中通入的二氧化碳是少量还是过量，反应方程式都应该为：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O= Ca（HCO3）2+2HClO。但是在苏教版化学必修1教材中，工业上漂白粉漂白原理，Ca（ClO）2溶液与CO2反应的方程式为：Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+HClO。而且在很多课外辅导书中显示，当Ca（ClO）2溶液中通入少量CO2时反应为：Ca（ClO）2+CO2+H2O= CaCO3↓+2HClO，只有当通入过量CO2时反应才是：Ca（ClO）2+2CO2+2H2O=Ca（HCO3）2+2HClO。难道是书中的反应方程式写错了？还是“强酸制弱酸”的原理在这里就不适用啦？

三、实验验证

所用药品：大理石、1 mol·L-1稀盐酸、0.1 mol·L-1 Ca（ClO）2溶液、0.1 mol·L-1NaClO溶液、0.2 mol·L-1 BaCl2溶液

验证步骤及现象、结论见下页表2。

四、理论分析

对于Ca（ClO）2溶液与CO2反应会生成不同的生成物，我们可以从以下几个角度分析：

按照水解平衡分析：Ca（ClO）2属于强碱弱酸盐，在溶液中存在水解平衡：Ca（ClO）2+H2O=Ca（OH）2+2HClO，向该溶液中通入少量CO2时发生下列反应：CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓+ H2O，促进Ca（ClO）2向水解的方向移动，所以次氯酸钙溶液中通入少量CO2，生成CaCO3而不是Ca（HCO3）2。只有当通入过量的CO2时，过量的CO2与CaCO3反应才生成Ca（HCO3）2。

按照溶解平衡分析：溶液体系中Ca2+和H+存在着对CO32-的竞争，Ca2+与CO32-有生成难溶物CaCO3趋势，H+与CO32-有生成的弱酸HCO3-的趋势。查数据可知，CaCO3的溶解平衡：CaCO3（s）？葑Ca2+（aq）+CO32-（aq），25℃时Ksp=4.96×10-9，HCO3-的电离平衡：HCO3-？葑H++CO32-，25℃时Ka=5.61×10-11。上述实验溶液中的c（Ca2+）=0.1 mol·L-1，通过计算可知，只要溶液中的c（CO32-）﹥4.96×10-8 mol·L-1，就可以向生成CaCO3沉淀的方向移动。由于溶液体系中HClO是弱酸，HClO电离出的H+量很少，通过HClO和HCO3-的电离平衡常数计算可知，溶液中c（CO32-）=3.0×10-7 mol·L-1远大于4.96×10-8 mol·L-1，故少量CO2通入Ca（ClO）2溶液中应生成CaCO3。

按照标准反应自由能分析：25℃时，对于反应Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+ 2HClO：

ΔfGmθ=ΔfGmθ（CaCO3）+2△Gmθ（HClO）-△fGmθ（Ca2+）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）

=（-1128.76-2×79.9+553.04+2×37.2+394.38+

237.19）kJ·mol-1

=-29.55kJ·mol-1﹤0

25℃时，对于反应ClO-+CO2+H2O= HCO3-+ HClO：

△fGmθ=△fGmθ（HCO3-）+△fGmθ（HClO）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）

=（-587.06-79.9+37.2+394.38+237.19）kJ·mol-1

=+1.81kJ·mol-1﹥0

由此可知，Ca（ClO）2溶液与CO2的反应生成CaCO3的趋势远大于生成Ca（HCO3）2的趋势。

五、总结

利用电离平衡常数的大小确定酸的强弱，根据“强酸制弱酸”的原理，判断酸与盐复分解反应的产物是我们中学常用的一种重要方法。但在具体应用时还要分类讨论，若生成物为可溶于水的盐（如碳酸氢盐），则可以用强酸制弱酸的原理分析；若生成物为难溶物或不溶物，则以生成难溶物或不溶物为主，即使是弱酸也可以制强酸。比如H2S气体通入到CuSO4溶液中发生反应为：CuSO4+H2S =CuS↓+H2SO4，这就是一个典型的弱酸制强酸的例子，反应能进行的原因是生成物中生成了难溶性的CuS。

在化学教学过程中，学生会遇到各式各样的疑难问题，这就要求教师不断加强学习，掌握各种解题的方法、思路，丰富自己的知识结构，以适应新课改对老师的要求。新课程教学呼唤教师从单纯的知识传递者走向研究者、反思者，也就要求新时期的教师不仅专业学识要较为丰富，而且还善于对教学问题进行研究反思。

参考文献

[1] 王祖浩. 化学反应原理[M].南京： 江苏教育出版社，2012

[2] 王祖浩. 化学1 （必修）[M].南京： 江苏教育出版社，2012

[3] 宋天佑，程鹏等.无机化学[M].北京：高等教育出版社，2009endprint