等濃度NaHCO3溶液與CH3COONa溶液pH的比較

吳正帥+任志斌

NaHCO3溶液中存在多個(gè)電離和水解的平衡，是學(xué)生綜合運(yùn)用化學(xué)平衡的知識來處理水溶液中的離子平衡的極好的載體。已知酸性的強(qiáng)弱順序?yàn)镃H3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解規(guī)律，教師通常認(rèn)為等溫、等濃度時(shí)，pH的大小順序?yàn)镹a2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教學(xué)中，許多教師對等濃度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH大小的比較的處理是不嚴(yán)謹(jǐn)?shù)摹９P者運(yùn)用化學(xué)平衡常數(shù)對其進(jìn)行了計(jì)算。

1.NaHCO3溶液pH的計(jì)算

NaHCO3溶液中存在下列變化（將H3O+簡化為H+）：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

（3）HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

25℃,H2CO3的電離常數(shù)Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的離子積常數(shù)，Kw=1×10-14。

假設(shè)c(NaHCO3)=0.1 mol/L，則c(Na+)=0.1 mol/L, HCO-3發(fā)生電離或水解的只占少量，故c(HCO-3)≈0.1 mol/L。

根據(jù)H+的來源，NaHCO3溶液中質(zhì)子守恒式為：

c(H+)+c(H2CO3)=c(CO2-3)+c(OH-)

將Ka1、Ka2及Kw表達(dá)式代入質(zhì)子守恒式變形為：

c(H+)+c(H+)·c(HCO-3)Ka1=Ka2·c(HCO-3)c(H+)+Kwc(H+)

通分：Ka1·c(H+)2+c(HCO-3)·c(H+)2

=Ka1·Ka2·c(HCO-3)+Ka1·Kw

代數(shù)計(jì)算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的計(jì)算

0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液存在下述變化：

（1）CH3COONaNa++CH3COO-

(2)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

(3)H2OH++OH-

CH3COONa溶液中質(zhì)子守恒式為：

c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)

將Ka，c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH),Kwc(H+)c(OH-)代入質(zhì)子守恒式：

c(H+)+c(H+)·c(CH3COO-)Ka=Kwc(H+)

通分：

Ka·c(H+)2+c(H+)2·c(CH3COO-)=Ka·Kw

代數(shù)計(jì)算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.結(jié)論

Na2CO3溶液的pH最大是沒有疑問的。通過前面的計(jì)算可知，0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液的pH=8.34,0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液的pH=8.88,因此等濃度的Na2CO3溶液、NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH的大小順序應(yīng)為Na2CO3>CH3COONa>NaHCO3。

4.分析與討論

NaHCO3溶液中存在下列變化：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

(3)HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

在NaHCO3溶液中各離子濃度的大小是由各平衡的平衡常數(shù)所共同制約的。在同一體系中各平衡中存在的相同微粒的濃度是相同的，即（2）式和（4）式中的H+的濃度是相同的，（3）式和（4）式中的OH-的濃度是相同的。故H+和CO2-3是不能通過出處來比較濃度大小的。隨著（2）式電離出的H+不斷增多，（3）式水解出的OH-不斷增多，使得（4）式的平衡向左移動(dòng)，從而使溶液中H+和OH-濃度減小，CO2-3的濃度變大。也就是說，HCO-3的電離和水解是相互促進(jìn)的，使得等濃度的NaHCO3溶液的pH小于CH3COONa溶液。只考慮HCO-3的水解，而忽視其電離必然導(dǎo)致不可靠的結(jié)論。

中學(xué)階段，在進(jìn)行離子濃度的排序以及等濃度鹽溶液的酸堿性的排序時(shí)不要求通過計(jì)算來分析，因此，在教學(xué)中應(yīng)有意識地回避這類問題，而對于學(xué)有余力的學(xué)生可以引導(dǎo)他們進(jìn)行計(jì)算來得到結(jié)論，這樣既可以使他們對于化學(xué)平衡以及化學(xué)平衡常數(shù)的認(rèn)識大為提升，又培養(yǎng)了其從定性到定量，從微觀到宏觀的化學(xué)思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)

NaHCO3溶液中存在多個(gè)電離和水解的平衡，是學(xué)生綜合運(yùn)用化學(xué)平衡的知識來處理水溶液中的離子平衡的極好的載體。已知酸性的強(qiáng)弱順序?yàn)镃H3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解規(guī)律，教師通常認(rèn)為等溫、等濃度時(shí)，pH的大小順序?yàn)镹a2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教學(xué)中，許多教師對等濃度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH大小的比較的處理是不嚴(yán)謹(jǐn)?shù)?。筆者運(yùn)用化學(xué)平衡常數(shù)對其進(jìn)行了計(jì)算。

1.NaHCO3溶液pH的計(jì)算

NaHCO3溶液中存在下列變化（將H3O+簡化為H+）：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

（3）HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

25℃,H2CO3的電離常數(shù)Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的離子積常數(shù)，Kw=1×10-14。

假設(shè)c(NaHCO3)=0.1 mol/L，則c(Na+)=0.1 mol/L, HCO-3發(fā)生電離或水解的只占少量，故c(HCO-3)≈0.1 mol/L。

根據(jù)H+的來源，NaHCO3溶液中質(zhì)子守恒式為：

c(H+)+c(H2CO3)=c(CO2-3)+c(OH-)

將Ka1、Ka2及Kw表達(dá)式代入質(zhì)子守恒式變形為：

c(H+)+c(H+)·c(HCO-3)Ka1=Ka2·c(HCO-3)c(H+)+Kwc(H+)

通分：Ka1·c(H+)2+c(HCO-3)·c(H+)2

=Ka1·Ka2·c(HCO-3)+Ka1·Kw

代數(shù)計(jì)算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的計(jì)算

0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液存在下述變化：

（1）CH3COONaNa++CH3COO-

(2)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

(3)H2OH++OH-

CH3COONa溶液中質(zhì)子守恒式為：

c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)

將Ka，c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH),Kwc(H+)c(OH-)代入質(zhì)子守恒式：

c(H+)+c(H+)·c(CH3COO-)Ka=Kwc(H+)

通分：

Ka·c(H+)2+c(H+)2·c(CH3COO-)=Ka·Kw

代數(shù)計(jì)算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.結(jié)論

Na2CO3溶液的pH最大是沒有疑問的。通過前面的計(jì)算可知，0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液的pH=8.34,0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液的pH=8.88,因此等濃度的Na2CO3溶液、NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH的大小順序應(yīng)為Na2CO3>CH3COONa>NaHCO3。

4.分析與討論

NaHCO3溶液中存在下列變化：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

(3)HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

在NaHCO3溶液中各離子濃度的大小是由各平衡的平衡常數(shù)所共同制約的。在同一體系中各平衡中存在的相同微粒的濃度是相同的，即（2）式和（4）式中的H+的濃度是相同的，（3）式和（4）式中的OH-的濃度是相同的。故H+和CO2-3是不能通過出處來比較濃度大小的。隨著（2）式電離出的H+不斷增多，（3）式水解出的OH-不斷增多，使得（4）式的平衡向左移動(dòng)，從而使溶液中H+和OH-濃度減小，CO2-3的濃度變大。也就是說，HCO-3的電離和水解是相互促進(jìn)的，使得等濃度的NaHCO3溶液的pH小于CH3COONa溶液。只考慮HCO-3的水解，而忽視其電離必然導(dǎo)致不可靠的結(jié)論。

中學(xué)階段，在進(jìn)行離子濃度的排序以及等濃度鹽溶液的酸堿性的排序時(shí)不要求通過計(jì)算來分析，因此，在教學(xué)中應(yīng)有意識地回避這類問題，而對于學(xué)有余力的學(xué)生可以引導(dǎo)他們進(jìn)行計(jì)算來得到結(jié)論，這樣既可以使他們對于化學(xué)平衡以及化學(xué)平衡常數(shù)的認(rèn)識大為提升，又培養(yǎng)了其從定性到定量，從微觀到宏觀的化學(xué)思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)

NaHCO3溶液中存在多個(gè)電離和水解的平衡，是學(xué)生綜合運(yùn)用化學(xué)平衡的知識來處理水溶液中的離子平衡的極好的載體。已知酸性的強(qiáng)弱順序?yàn)镃H3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解規(guī)律，教師通常認(rèn)為等溫、等濃度時(shí)，pH的大小順序?yàn)镹a2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教學(xué)中，許多教師對等濃度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH大小的比較的處理是不嚴(yán)謹(jǐn)?shù)摹９P者運(yùn)用化學(xué)平衡常數(shù)對其進(jìn)行了計(jì)算。

1.NaHCO3溶液pH的計(jì)算

NaHCO3溶液中存在下列變化（將H3O+簡化為H+）：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

（3）HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

25℃,H2CO3的電離常數(shù)Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的離子積常數(shù)，Kw=1×10-14。

假設(shè)c(NaHCO3)=0.1 mol/L，則c(Na+)=0.1 mol/L, HCO-3發(fā)生電離或水解的只占少量，故c(HCO-3)≈0.1 mol/L。

根據(jù)H+的來源，NaHCO3溶液中質(zhì)子守恒式為：

c(H+)+c(H2CO3)=c(CO2-3)+c(OH-)

將Ka1、Ka2及Kw表達(dá)式代入質(zhì)子守恒式變形為：

c(H+)+c(H+)·c(HCO-3)Ka1=Ka2·c(HCO-3)c(H+)+Kwc(H+)

通分：Ka1·c(H+)2+c(HCO-3)·c(H+)2

=Ka1·Ka2·c(HCO-3)+Ka1·Kw

代數(shù)計(jì)算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的計(jì)算

0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液存在下述變化：

（1）CH3COONaNa++CH3COO-

(2)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

(3)H2OH++OH-

CH3COONa溶液中質(zhì)子守恒式為：

c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)

將Ka，c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH),Kwc(H+)c(OH-)代入質(zhì)子守恒式：

c(H+)+c(H+)·c(CH3COO-)Ka=Kwc(H+)

通分：

Ka·c(H+)2+c(H+)2·c(CH3COO-)=Ka·Kw

代數(shù)計(jì)算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.結(jié)論

Na2CO3溶液的pH最大是沒有疑問的。通過前面的計(jì)算可知，0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液的pH=8.34,0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液的pH=8.88,因此等濃度的Na2CO3溶液、NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH的大小順序應(yīng)為Na2CO3>CH3COONa>NaHCO3。

4.分析與討論

NaHCO3溶液中存在下列變化：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

(3)HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

在NaHCO3溶液中各離子濃度的大小是由各平衡的平衡常數(shù)所共同制約的。在同一體系中各平衡中存在的相同微粒的濃度是相同的，即（2）式和（4）式中的H+的濃度是相同的，（3）式和（4）式中的OH-的濃度是相同的。故H+和CO2-3是不能通過出處來比較濃度大小的。隨著（2）式電離出的H+不斷增多，（3）式水解出的OH-不斷增多，使得（4）式的平衡向左移動(dòng)，從而使溶液中H+和OH-濃度減小，CO2-3的濃度變大。也就是說，HCO-3的電離和水解是相互促進(jìn)的，使得等濃度的NaHCO3溶液的pH小于CH3COONa溶液。只考慮HCO-3的水解，而忽視其電離必然導(dǎo)致不可靠的結(jié)論。

中學(xué)階段，在進(jìn)行離子濃度的排序以及等濃度鹽溶液的酸堿性的排序時(shí)不要求通過計(jì)算來分析，因此，在教學(xué)中應(yīng)有意識地回避這類問題，而對于學(xué)有余力的學(xué)生可以引導(dǎo)他們進(jìn)行計(jì)算來得到結(jié)論，這樣既可以使他們對于化學(xué)平衡以及化學(xué)平衡常數(shù)的認(rèn)識大為提升，又培養(yǎng)了其從定性到定量，從微觀到宏觀的化學(xué)思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)