等濃度NaHCO3溶液與CH3COONa溶液pH的比較

吳正帥+任志斌

NaHCO3溶液中存在多個電離和水解的平衡，是學生綜合運用化學平衡的知識來處理水溶液中的離子平衡的極好的載體。已知酸性的強弱順序為CH3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解規律，教師通常認為等溫、等濃度時，pH的大小順序為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教學中，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謹的。筆者運用化學平衡常數對其進行了計算。

1.NaHCO3溶液pH的計算

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Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的離子積常數，Kw=1×10-14。

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

根據H+的來源，NaHCO3溶液中質子守恒式為：

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

將Ka1、Ka2及Kw表達式代入質子守恒式變形為：

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

代數計算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的計算

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

代數計算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.結論

Na2CO3溶液的pH最大是沒有疑問的。通過前面的計算可知，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，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致不可靠的結論。

中學階段，在進行離子濃度的排序以及等濃度鹽溶液的酸堿性的排序時不要求通過計算來分析，因此，在教學中應有意識地回避這類問題，而對于學有余力的學生可以引導他們進行計算來得到結論，這樣既可以使他們對于化學平衡以及化學平衡常數的認識大為提升，又培養了其從定性到定量，從微觀到宏觀的化學思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)

NaHCO3溶液中存在多個電離和水解的平衡，是學生綜合運用化學平衡的知識來處理水溶液中的離子平衡的極好的載體。已知酸性的強弱順序為CH3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解規律，教師通常認為等溫、等濃度時，pH的大小順序為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教學中，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謹的。筆者運用化學平衡常數對其進行了計算。

1.NaHCO3溶液pH的計算

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Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的離子積常數，Kw=1×10-14。

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

根據H+的來源，NaHCO3溶液中質子守恒式為：

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

將Ka1、Ka2及Kw表達式代入質子守恒式變形為：

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

代數計算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的計算

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

代數計算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.結論

Na2CO3溶液的pH最大是沒有疑問的。通過前面的計算可知，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，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致不可靠的結論。

中學階段，在進行離子濃度的排序以及等濃度鹽溶液的酸堿性的排序時不要求通過計算來分析，因此，在教學中應有意識地回避這類問題，而對于學有余力的學生可以引導他們進行計算來得到結論，這樣既可以使他們對于化學平衡以及化學平衡常數的認識大為提升，又培養了其從定性到定量，從微觀到宏觀的化學思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)

NaHCO3溶液中存在多個電離和水解的平衡，是學生綜合運用化學平衡的知識來處理水溶液中的離子平衡的極好的載體。已知酸性的強弱順序為CH3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解規律，教師通常認為等溫、等濃度時，pH的大小順序為Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教學中，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謹的。筆者運用化學平衡常數對其進行了計算。

1.NaHCO3溶液pH的計算

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Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的離子積常數，Kw=1×10-14。

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

根據H+的來源，NaHCO3溶液中質子守恒式為：

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

將Ka1、Ka2及Kw表達式代入質子守恒式變形為：

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

代數計算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的計算

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

代數計算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.結論

Na2CO3溶液的pH最大是沒有疑問的。通過前面的計算可知，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，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致不可靠的結論。

中學階段，在進行離子濃度的排序以及等濃度鹽溶液的酸堿性的排序時不要求通過計算來分析，因此，在教學中應有意識地回避這類問題，而對于學有余力的學生可以引導他們進行計算來得到結論，這樣既可以使他們對于化學平衡以及化學平衡常數的認識大為提升，又培養了其從定性到定量，從微觀到宏觀的化學思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)