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对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析

2018-05-22 21:42阅读：

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对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析
氢氧化镁溶于氯化铵溶液的实验，是化学教学中的一个常见内容。它只涉及难溶物的溶解平衡与酸碱反应，并不复杂。但由于中学生受知识结构的制约，要想让他们把握住这个反应的本质，也确实不是一件很容易的事情。而教师要想将这个反应的本质讲清楚，就应该对它有一个更为全面和深入地了解。
一、对氢氧化镁溶于氯化铵溶液现象的两种解释
在这一氢氧化镁溶于氯化铵溶液的过程中，肯定会有如下的沉淀溶解平衡存在
Mg(OH)2 = Mg2+ + 2OH- ……（1）
这是没有任何问题的，没有再讨论的必要。
br /> 但是，究竟是溶液中的哪种离子才是中和掉平衡（1）中OH-离子的主体？则有两种不同的看法。
第一种看法（解释一）认为，H+离子才是反应的主体。它来源于氯化铵在水溶液中的水解平衡
NH4+ + H2O = NH3•H2O + H+ ……（2）
反应（2）中生成的H+离子，会与反应（1）中Mg(OH)2解离出的OH-离子中和，生成难电离的水。反应为H+ + OH- = H2O。
从而造成体系内的OH-离子浓度减少，使反应（1）不断向右移动，而Mg(OH)2不断溶解。
第二种看法（解释二）则认为，氯化铵溶液中存在的NH4+离子就是反应的主体。因为NH4+离子本身就可以直接结合OH-离子而生成弱碱，反应如
NH4++ OH- = NH3•H2O……（3）
从而使溶解平衡（1）中右端的OH-离子浓度减少，造成反应（1）向右移动，Mg(OH)2不断溶解。
从这两种解释都可以给出，氢氧化镁为什么可以溶于氯化铵溶液的答案。但一些人还要确认一下，这两个解释中那个要更“正确”一些。
多数人不赞成“解释一”的理由是，通过计算可以得出氯化铵溶液中[NH4+]远大于[H+]，所以[NH4+]才应该是与OH-离子反应的主体。
其实，解释一的最大错误在于，其对“水解”与“中和”反应间的关系不清楚。“水解”与“中和”互为逆反应。用某离子的“水解”产物离子再去发生“中和”反应，这种做法本身就是错的。
多数人会赞同“解释二”，其理由是：从酸碱质子理论的角度，它一下就抓住了反应的本质。没有受“水解”这样的习惯性思维的干扰。
二、对这两种“解释”的一些看法
在赞同解释二的同时，有一个还在流行的说法应该引起我们的警觉。
应该弄清楚，能不能因为“通过计算可以得出氯化铵溶液中[NH4+]远大于[H+]”，所以就断定“[NH4+]才应该是与OH-离子反应的主体”？
这个观点难以让人赞同。
因为，只有当两种离子结合OH-离子的能力相同时，才可以用简单的碰撞理论、用比较离子浓度的方法，来判断那种离子是反应的主体。如果两种离子与OH-离子的结合能力相差极大，还用离子浓度来比较哪个离子是反应的主体，则对化学反应模式的理解过于简单了。
因为，单从离子的性质看。在水溶液中的H+离子是一个极强的强酸，而NH4+离子的酸性很弱（其Ka=5.6×10-10）。
另外，对相关计算结果的“解读”也是错误的。单纯就0.1 mol•L-1 NH4Cl溶液进行计算，确实可以得出 [NH4+]=0.1 mol•L-1，[H+]=7.5×10-6 mol•L-1，及[OH-]=1.3×10-9mol•L-1，这样的结果。但它们都恰好是处于平衡状态时的浓度。这实际是在表明，在此时，NH4+和H+离子的争夺OH-离子的能力是相同的。因为溶液中的[OH-]已不再变化，[OH-]具有能同时能满足NH4+离子和H+离子所涉及的两个电离平衡常数的要求。
其实，对一个反应来说（注意：不是平衡），如果反应“NH4+ + H2O = NH3•H2O + H+”能进行。依据化学热力学导出的“强酸1+强碱2=弱碱1+弱酸2”规律就可以知道，在反应中NH4+离子表现出的酸性始终要强于其反应产物H+离子的酸性。这并不需要用其它的“计算来说明”。
另外一点是，说解释一“不对”，也有些“冤枉”。因为从微观的角度来看，反应很可能就是这样发生的。理由是，NH4+离子在水溶液中一定要以水合离子的形式存在，它不可能直接接触到OH-离子。要通过H2O分子才能完成这个质子传递的过程。
换一种写法，将反应（2）写为
NH4+•H2O = NH3•H2O + H+ ……（4）
即，把式（4）看做，是质子酸在水溶液中的电离过程，给还没有接触过“质子酸”的中学生作一个形象化的“说明”，总还是可以的吧。
也就是说，将反应（4）、这个具有“反应机理”性质的式子，当做是对NH4+离子能直接与OH-离子反应的解释，是可以的。但，让中学生区分反应式与反应机理的不同，会有相当大的难度。
在中学化学教学中，考虑到学生对NH4+离子是质子酸很难有深刻认识，应该允许有这两种解释。
在了解了酸碱质子理论后，则应摈弃掉解释一。
三、 有关氢氧化镁溶于氯化铵溶液的一些计算
对一个反应的深入理解，要在把握其各物种的“量”是如何变化的情况下来进行。而要了解“量”的变化情况，就要从化学热力学、即化学平衡的角度来计算。
为此，先写出氢氧化镁溶于氯化铵溶液的离子反应方程式
Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2O……（5）
从方程式看，这个反应似乎与体系中H+离子浓度多少，并没有什么直接的关系。但应该认识到，体系的pH值变化情况实际隐藏在“NH4+与NH3的浓度比”中。
为求这个反应的浓度平衡常数，需要Mg(OH)2的溶度积，及NH3的解离常数。先查得Mg(OH)2的Ksp= 5.1×10-12，及NH3的Kb= 1.8×10-5。
这样就有 对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析
 从其平衡常数的数值不难看出，这个反应是一个典型的可逆反应。当NH4+浓度增大时，反应（5）的平衡要正向移动。当NH3浓度增大时，平衡要逆向移动。
这就是，在氯化镁溶液中加氨水可以得到氢氧化镁，而氢氧化镁又可以溶于氯化铵溶液的根本原因。
用这个平衡常数表达式可以进行氢氧化镁沉淀溶于氯化铵溶液的计算。
例1，求欲使足量的固体Mg(OH)2溶解成0.1 mol•L-1的MgCl2溶液，所需NH4Cl溶液的浓度（c）。
解：由 Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
起始浓度 c 0 0
平衡浓度 c-0.2 0.1 0.2
由 对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析，可解出
NH4+离子的起始浓度 = c = 0.7（mol•L-1）。
这里考虑的是Mg(OH)2固体在氯化铵溶液中的溶解。而实际上，参与反应的Mg(OH)2经常是以悬浊液的形式存在，其中很可能还有过量的碱，这都会使NH4+的起始浓度要更大一些才行。
在这个计算中没有考虑离子间的相互作用，即离子强度的影响，这会使计算出的NH4+的起始浓度偏大，实际的氯化铵溶液浓度比这个数值小一些就可以。
这个计算告诉我们，在近1.0 mol•L-1的NH4Cl中，会有相当量（大于0.1 mol•L-1）的Mg(OH)2被溶解。
例2，求在3.0 mol•L-1NH4Cl溶液中，固体Mg(OH)2的溶解度。
解：由 Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
起始浓度 3 0 0
平衡浓度 3-2x x 2x
有 对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析，
可解出，平衡浓度[Mg2+] = x = 0.29（mol•L-1）。
Mg2+的平衡浓度为0.29×58= 17（g•L-1），相当于 1.7（g/ 100g水）。以“1-10g/100g水”为“可溶”的标准，可判定Mg(OH)2在3.0 mol•L-1NH4Cl溶液中是“可溶”的。
例3，求在0.1 mol•L-1NH4Cl溶液中，固体Mg(OH)2的溶解度。
解：由 Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
起始浓度 0.1 0 0
平衡浓度 0.1-2x x 2x
有 对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析，可解出
平衡浓度[Mg2+] = x = 2.4×10-2（mol•L-1）。
Mg2+的平衡浓度为2.4×10-2×58= 1.4（g•L-1），相当于 0.14（g/100g水）。以“0.1-1g/100g水”为“微溶”的标准，可判定Mg(OH)2在0.1 mol•L-1NH4Cl溶液中刚刚达到“微溶”标准的下限。这时的实验现象相当不明显。在实践中不应该用这样稀的NH4Cl溶液来进行这个溶解实验。
上述计算就是在一般的实验中，常用1.0 mol•L-1至3.0 mol•L-1 NH4Cl，来溶解Mg(OH)2的理论根据。
四、有关氯化镁溶液与氨水反应的计算
氢氧化镁在氯化铵中的溶解情况与其存在的状况有关。如氢氧化镁是固体，还是悬浊液。悬浊液的组成是怎样的？为此，最好也能对氢氧化镁的沉淀过程有一个较为深入地了解。
对此，可以用以下几个计算来说明。
例4，欲使0.1 mol•L-1MgCl2溶液中的Mg2+离子能完全沉淀下来，其中氨的起始浓度应该是多少？
解：所谓使Mg2+离子完全沉淀下来，通常是指其浓度等于或小于1×10-5 mol•L-1（在一个平衡体系中，要求[Mg2+] =0，是不可能做到的）。设所需氨的浓度为c。
由 Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
起始浓度 0 0.1 c
平衡浓度 0.2 1×10-5 c-0.2
由 对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析，可解出
NH3起始浓度c = 8.2（mol•L-1）。
在实验中，绝对不会使用这么浓的氨水。因为，在不将过量的的氨分离掉的的情况，会使后续的氢氧化镁沉淀重新溶于氯化铵溶液的反应变得十分困难。在这步反应中不应该追求Mg2+离子沉淀的一定要完全。
例5，使0.5ml 0.1 mol•L-1MgCl2溶液，（1）与1滴2.0 mol•L-1NH3•H2O反应后，溶液中的Mg2+还能剩下多少？（2）如果是与2滴2.0 mol•L-1NH3•H2O反应后，溶液中的Mg2+又能剩下多少？
解：按1ml溶液等于20滴来计算（每滴溶液的体积为0.05ml）。
对（1）来说，相当于混合液中，Mg2+的起始浓度为0.1×（10/11），而NH3•H2O的起始浓度为2.0×（1/11）。物质的量比正好为1:2，哪个都不过量。
设达沉淀平衡后Mg2+离子的浓度为x。
由 Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
起始浓度 0 0.1×（10/11） 2.0×（1/11）
平衡浓度 （2/11）-2x x 2x
由 对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析 ，可解出
平衡浓度[Mg2+] = x = 0.057（mol•L-1）。
与原来的0.091相比较，Mg2+离子只被沉淀了37%。
（2）相当于混合液中，Mg2+的起始浓度为0.1×（10/12），而NH3•H2O的起始浓度为2.0×（2/12）。物质的量比正好为1:4，NH3•H2O过量了一倍。
设达沉淀平衡后Mg2+离子的浓度为y。
由 Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
起始浓度 0 0.1×（10/12） 2.0×（2/12）
平衡浓度 （2/12）-2y y （2/12）+2y
由 对氢氧化镁溶于氯化铵溶液实验的剖析，可解出
平衡浓度[Mg2+] = y = 0.012（mol•L-1）。
与原来的0.083相比较，Mg2+离子被沉淀了86%。
不难看出，在以上的两种沉淀反应的情况下，虽然Mg2+离子都还有剩余（有时还较多），但这个有白色沉淀生成的现象还是足够明显的，可以很容易被观察到，同时获得足够量的Mg(OH)2沉淀。
如果比照这两个实验的浓度来进行沉淀实验，即使不将沉淀与母液分离，对后续的沉淀再溶解也不会造成不必要的阻碍。
所以，在一些实验教材中，对这个实验的要求是：用0.5 ml 0.1 mol•L-1MgCl2溶液和“数滴”2 mol•L-1 NH3•H2O溶液反应，制取Mg(OH)2沉淀。然后在含有Mg(OH)2沉淀的悬浊液中，加“数滴”1 mol•L-1 NH4Cl溶液。观察并解释实验现象[3]。
由前面的计算可知，上述实验要求中的前一个（加2 mol•L-1 NH3•H2O溶液的）“数滴”，最好的就是1-2滴。加更多这么浓的NH3•H2O溶液，对这个实验的后续进行只有坏处、而不会有好处。
参考文献
[1] 北京师范大学等校. 无机化学（第三版）.高等教育出版社. 1992年
[2] 许洪福. 也谈氢氧化镁在氯化铵溶液中的溶解. 中学化学教学参考. 1988年第4期
[3]大连理工大学化学系. 基础化学实验. 2001年
来源：http://blog.sina.cn/dpool/blog/s/blog_85ae5b6b0102vt7d.html?vt=4

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