摘 要：鹽類的水解是高中化學教學中的重點和難點，尤其是學生運用水解的知識解決酸式鹽溶液的酸鹼性、緩衝溶液中離子濃度大小的比較等方面有所困難。本文從酸鹼電離理論和質子理論對鹽類水解概念的分析對比入手，分析質子理論在討論鹽類水解後溶液酸鹼性的判斷方法，輔例以質子理論解決鹽類水解的幾個典型問題，從而揭示酸鹼反應的本質。
關鍵詞：鹽類水解；質子理論；溶液的酸鹼性
在酸鹼的概念描述中，人教版化學教材必修1中，從電離出的陰、陽離子的角度定義了酸和鹼。該定義維度下的酸和鹼，其實就是阿倫尼烏斯電離理論中的酸和鹼。這種理論應用廣泛且易於初學者接受，加之pH概念的引入，酸鹼的強度得以量化。但是，這種理論只能在酸鹼的水溶液中使用，對那些不溶於水卻能表現出酸鹼性的物質，阿倫尼烏斯理論不能對其進行分析。
例如，氣態的NH3在這種理論中就不是鹼了，因為它不能直接電離出OH－。布朗斯特和勞裡提出的質子酸鹼理論，彌補了一些阿倫尼烏斯理論中的不足。質子酸鹼理論認為，能接受質子(H+)的物質是鹼，能提供質子的物質是酸。酸提供質子後成為它的共軛鹼；鹼接受質子後成為它的共軛酸。酸鹼質子理論使得酸鹼概念及酸鹼反應的範圍擴大化，同時擺脫了酸鹼反應必須發生在水中的局限性，解決了非水溶液或氣體間的酸鹼反應，並把在水溶液中進行的弱電解質的電離(解離)、酸鹼中和反應、鹽類水解等反應概況為一類反應，即質子傳遞式的酸鹼反應。本文從質子傳遞的角度入手，對比電離理論和質子理論對鹽類水解有關問題的分析；選取鹽類水解問題中用電離理論分析遇到的困惑點，架構質子理論來解決鹽類水解的有關問題，並對教學和習題進行反思。
一、電離理論和質子理論對比分析鹽類的水解
人教版化學教材選修4《化學反應原理》中，把鹽與水發生的作用叫做鹽類的水解，即強酸弱鹼鹽和強鹼弱酸鹽溶於水時，電離產生的陽離子、陰離子可分別與水電離產生的 OH－或 H+生成弱電解質——弱酸或弱鹼。根據此概念，下表對比了NH4Cl溶液和Na2CO3溶液在電離理論和質子理論角度下水解過程。
根據電離理論NH4Cl完全電離，電離出的NH4+結合水分子電離出的OH－，從而促進了水的電離，溶液中 H+濃度大於OH－濃度，使溶液呈酸性。根據質子理論，NH4+就是酸，能電離出質子即 H+，與H2O為H3O+，如此看水解反應，就是酸鹼反應的一種類型。因為酸鹼反應的實質就是質子在酸和鹼之間的傳遞，NH4Cl的水解反應即是作為酸的NH4+和作為鹼的H2O之間發生的質子傳遞過程。Na2CO3的水解用電力理論和質子理論解釋區別不大。
以上對比分析說明，酸鹼質子理論中的強鹼弱酸鹽的水解與電離理論類似。但是，強酸弱鹼鹽的水解則不同。在電離理論中強酸弱鹼鹽溶液的酸性來自於H2O電離出的H+，而酸鹼質子理論中強酸弱鹼鹽溶液的H2O起著結合質子的作用，溶液的酸性則來自於溶質中的陽離子水解給出的質子。
二、利用質子理論分析鹽類水解的幾個典型問題
1.分析正鹽溶液的酸鹼性
人教版化學教材選修4《化學反應原理》第四章第三節第一部分的科學探究中，從學生比較熟悉的鹽類物質入手，引導學生通過實驗並運用歸納法分析鹽類的組成與鹽溶液酸鹼性的對應關係，然後用電離理論解釋酸鹼性的成因，環環相扣，由表及裡，課堂組織十分方便。若藉助酸鹼質子理論分析酸鹼性，也能夠十分快速直觀的得出結論，甚至對鹽溶液呈現出不同酸鹼性會有更加本質的理解。如教材「科學探究」部分關於溶液的酸鹼性，可設置如下的對比分析。
NaCl、Na2SO4是既不能給出質子又不能接受質子的物質為非酸非鹼物質，溶液呈中性；Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa中，陰離子都能接受質子，屬於鹼，溶液呈鹼性；NH4Cl、(NH4)2SO4中，陽離子能給出質子，屬於酸，溶液呈酸性。酸鹼質子理論更深層次地揭示了酸鹼的本質，更加直觀的說明本節內容引言部分「Na2CO3俗稱純鹼，明明是鹽，卻要稱作鹼」的原因，有利於學生形成從物質間的內在聯繫層面上理解酸鹼。
2.分析酸式鹽溶液的酸鹼性
關於酸式鹽溶液的酸鹼性，在日常學習中往往只能以實驗事實為依據，通過測定鹽溶液的酸鹼性來歸納和判斷，是一種基於事實性知識的教學，學生往往陷入孤立的死記硬背當中去。質子理論可以運用共軛酸鹼的電離平衡常數大小的定量關係，引領學生形成酸式鹽(兩性物質)溶液的酸鹼性判斷的一般方法，從而形成聯繫的知識體系，是一種觀念上、方法上的教學。
例：已知H2CO3的ka1＝4.30×10^-7；ka2＝5.61×10^-11，計算kb(HCO3－)，並判斷NaHCO3溶液的酸鹼性(其中ka1、ka2表示碳酸的第一級，第二級酸式電離，kb表示HCO3－的鹼式電離)。
解：根據酸式電離的定義，求出鹼式電離常數如下：
由於kb(HCO3－)>ka2，故NaHCO3的鹼式電離強於酸式電離，溶液呈鹼性。在酸鹼質子理論中酸和鹼具有同一性，互為存在條件，在一定條件下又朝著與自己相反的方向轉化，這是符合唯物辯證法的。在共軛酸鹼對中，酸的強度越大，其共軛鹼的強度越小；鹼的強度越大，其共軛酸的強度越小。
3.分析不同弱酸鹽溶液的鹼性強弱
例：已知HClO，CH3COOH，HNO2都是弱酸，其電離常數ka分別為3.0×10^-8，1.8×10^-5，4.6×10^-4。請計算其共軛鹼ClO－，CH3COO－，NO2－的電離常數kb，分析並驗證0.1mol·L－1的NaClO，CH3COONa，NaNO2溶液pH的大小順序。
即0.1mol·L－1的NaClO，CH3COONa，NaNO2溶液的pH大小順序為：NaClO>CH3COONa>NaNO2。
4.分析等物質的量濃度、等體積的共軛酸、共軛鹼混合液的酸鹼性
例：將等物質的量濃度、等體積的CH3COOH和CH3COONa溶液混合，分析並驗證混合後溶液的酸鹼性。若是將等量的HCN和NaCN混合呢？(已知ka(CH3COOH)=1.8×10^-5，ka(HCN)=5.0×10^-10)。
解：上述分析可知，ka(CH3COOH)=1.8×10^-5，kb(CH3COO－)=5.56×10^-10；ka>kb，即等物質的量的溶液混合，以共軛酸的電離為主，溶液呈酸性；若換成將等量的HCN和NaCN混合，ka(HCN)=5.0×10^-10，kb(HCN)=2.0×10^-5，即等物質的量的溶液混合，以共軛鹼的電離為主，溶液呈鹼性。
在中學化學學習過程中，經常會涉及緩衝溶液的酸鹼性，以及緩衝溶液中有關離子濃度的大小判斷，其中最關鍵的問題是要分析判斷出溶液的酸鹼性。酸鹼電離理論中對於相關問題解決辦法述是「相比中和反應，水解的趨勢是微弱的」，會讓人誤認為等物質的量的弱酸與對應的鹽(如CH3COOH和CH3COONa)相混合以後其溶液一定呈酸性，而等物質的量的弱鹼與對應的鹽(如NH3·H2O和NH4Cl)混合則會呈鹼性。以上的判斷對上述２個具體的例子是正確的，但是並不代表可將上述結論推廣為一般規律，如我們在本例中，等物質的量濃度的HCN和NaCN的混合溶液呈鹼性。酸鹼質子理論可以非常迅速的通過比較ka和kb的相對大小判斷緩衝溶液的酸鹼性，這是電力理論不可比擬的地方。當然，溶液的酸鹼性不僅與酸鹼的電離常數有關，還與酸鹼的濃度有關，如，將CH3COOH和CH3COONa的按照不同的物質的量濃度混合，混合溶液可以呈酸性、鹼性，也可以呈中性。
三、對教學和試題的反思
鹽類的水解是高中化學教學中的重點和難點，尤其是學生運用水解的知識解決酸式鹽溶液的酸鹼性、緩衝溶液中離子濃度大小的比較等方面有所困難。酸鹼質子理論作為酸鹼電離理論的延伸，不僅定義具有通俗易懂的特點，而且其共軛酸鹼對間的關係更是揭示了酸鹼反應的實質。學生利用共軛酸鹼對電離平衡常數的定量關係，可以很好地解決上述問題。因此在教學過程中嘗試以酸鹼質子理論對鹽類水解進行教學，具有實際的參考意義。
參考文獻
[1] 駱無忌,馬洪明.鹽類水解促進了水的電離嗎？[J]中學化學教學參考，2020(6):77.
[2] 王春芳.「酸鹼質子理論」在高中化學教學中的應用[J]中學化學教學參考，2019(6):21.
[3] 方高飛.教材做加法 學業做減法[J]化學教育，2016(3):30.
[4] 楊帆，陳璐，姚建萍. 以鹽類水解為例談大學與中學化學教學的銜接[J]化學教育，2013(5):44.
[5] 化學原理補正.有關鹽類簡單水解反應的討論[EB/OL] http://blog.sina.com.cn/s/blog_85ae5b6b0102v5ac.html,2014-10-01.
作者：鄭洪開單位：湖南師範大學附屬中學，湖南長沙，410006