由碳酸氫鈉溶液中離子濃度的大小排序引起的思考

明正球

摘要：利用平衡常數(shù)詳細(xì)計(jì)算了一定濃度的碳酸氫鈉溶液中，各離子的濃度大小，并對離子的濃度進(jìn)行了大小排序，得到了出乎意料的答案，并將推導(dǎo)方法應(yīng)用到解決其它弱酸酸式鹽溶液中離子濃度大小的排序問題，得到了一般化的結(jié)論。

關(guān)鍵詞：酸式鹽溶液；離子濃度；電離常數(shù)；高中化學(xué)

文章編號：1008-0546（2017）03-0075-02 中圖分類號：G633.8 文獻(xiàn)標(biāo)識碼：B

doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2017.03.026

有關(guān)碳酸氫鈉溶液中離子濃度的大小排序，給出的答案通常是：c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（H+）>

c（CO32-） 或者c（Na+）>c（HCO3-）>c（OH-）>c（CO32-）>

c（H+），也即，c（CO32-）、c（H+）的相對大小爭議較大，由于“HCO3-H++CO32-，加上水也會電離出少量氫離子，所以認(rèn)為c（H+）>c（CO32-）的情況較多，筆者也見到了在大部分參考書中，給出的答案都是c（Na+）>

c（HCO3-）>c（OH-）>c（H+）>c（CO32-），事實(shí)果真如此嗎？

筆者是一名中學(xué)化學(xué)教師，在中學(xué)有限的條件下，無法利用高端儀器直接檢測離子的濃度大小，所以，本文想利用平衡常數(shù)，通過計(jì)算獲得碳酸氫鈉溶液中的離子濃度大小的排序，并得到有關(guān)酸式鹽溶液中離子濃度大小的一般規(guī)律。

一、計(jì)算推導(dǎo)

我們?nèi)〕叵?.1mol/L的碳酸氫鈉溶液作為研究對象，設(shè)各離子濃度分別如下：

c（H+） = x mol/L

c（OH-） = y mol/L

c（H2CO3）= w mol/L

c（CO32-）= z mol/L

根據(jù)常溫下水的離子積常數(shù)KW= c（H+）× c（OH-）= 10-14，也即 ：

xy=10-14 （1）

通過查表獲得常溫下碳酸的電離常數(shù)，Ka1=4.45×10-7，Ka2=4.7×10-11，代入數(shù)據(jù)，即：

=4.45×10-7（2）

=4.7×10-11（3）

依據(jù)溶液中的電荷守恒，可知：c （Na+）+x=2z+y+（0.1-z-w），0.1mol/L的碳酸氫鈉溶液中c（Na+）=0.1mol/L，代入整理，即：

x = z+y-w（4）

聯(lián)立上述的（1）（2）（3）（4），可解得：

x = c（H+）= 4.58×10-9 mol/L

y = c（OH-）= 2.18×10-6mol/L

w= c（H2CO3）= 0.0010081 mol/L

z = c（CO32-）= 0.0010059 mol/L

即：c（H2CO3）> c（CO32-） > c（OH-）>c（H+），在不作任何近似處理的情況下，僅僅是利用平衡常數(shù)進(jìn)行計(jì)算，獲得了與之前完全不一樣的結(jié)果，在碳酸氫鈉溶液中，CO32-的濃度居然如此之大，是OH-濃度的幾百倍，是H+濃度的幾萬倍！結(jié)論幾乎難以置信，我又采用類似的計(jì)算方法，推導(dǎo)了常溫下1mol/L的碳酸氫鈉溶液中，離子濃度的相對大小：

由于HCO3-的電離和水解都很微弱，溶液中HCO3- 的濃度近似可看成原碳酸氫鈉溶液的濃度，只要所取的溶液不是極稀，HCO3-的濃度不是極小，都能滿足4700×c（HCO3-）>1，也即CO32-的濃度大于OH-的濃度。

綜上所述，只要不是極小的濃度，在碳酸氫鈉溶液中，離子濃度的大小關(guān)系均為：c（Na+）>c（HCO3-）>

c（CO32-）>c（OH-）>c（H+）。

二、反思

通過計(jì)算，得出了與預(yù)想完全不一樣的結(jié)論，仔細(xì)分析，說明在討論碳酸氫鈉溶液中離子的濃度大小問題時，不能只考慮HCO3-H++CO32-、H2OH++OH-，其實(shí)在這個體系中存在多個平衡，除了之前考慮的，還有HCO3-+H2OH2CO3+OH- ，氫離子、氫氧根離子同時也在結(jié)合成水……考慮不全可能會得到有偏差的答案。因此，用平衡常數(shù)來求算是更為客觀的處理方法，而且，利用平衡常數(shù)求算溶液中離子的濃度大小問題，不僅僅適用于碳酸氫鈉溶液，也可以推廣為其它溶液。

三、弱酸酸式鹽溶液中離子的濃度大小問題

我們采用類似的方法，求算其它酸式鹽溶液中的離子濃度大小，為了簡化計(jì)算過程，作適當(dāng)?shù)慕铺幚怼?/p>

取a mol/L的NaHA溶液 （H2A為二元弱酸），查表可獲得H2A的一級電離常數(shù)，記為Ka1，二級電離常數(shù)，記為Ka2，水的離子積常數(shù)記為Kw。溶液中最多的離子為Na+，其次為HA- ，依據(jù)：Kw= c（H+）× c（OH-），所以c（OH-）=，再根據(jù)Ka2=，因HA-的水解電離都很微弱，所以將其濃度近似看為a mol/L，代入并整理為：c （A2-） =，所以：=，從這個表達(dá)式可以看出，在弱酸的酸式鹽NaHA的溶液中，c（OH-）與c（A2-）的相對大小不能一概而論，其比值受水的離子積常數(shù)、溶液的濃度，以及弱酸電離常數(shù)的影響，我們可以取常溫下的溶液舉例來看，例如，0.1mol/L的NaHS溶液，其Ka2=7.1×10-15，此時，>1，所以，在該NaHS溶液中，c（OH-）>c（S2-），得到了與同濃度的碳酸氫鈉溶液不一樣的結(jié)論。通過推導(dǎo)，我們可以發(fā)現(xiàn)，多元弱酸本身的電離常數(shù)，特別是其二級電離常數(shù)對結(jié)果的影響很大，還可以利用這個表達(dá)式將結(jié)論推廣到其它酸式鹽溶液，不再一一贅述。

四、結(jié)論

弱酸的酸式鹽溶液中，離子濃度的大小問題，受弱酸本身電離常數(shù)的影響，也受溶液本身濃度大小的影響，嚴(yán)格來說還受水的離子積常數(shù)的影響，這樣的溶液體系中存在多個電離、水解平衡，直接考慮比較復(fù)雜，也容易片面，比較嚴(yán)謹(jǐn)?shù)姆椒ㄊ抢闷胶獬?shù)進(jìn)行推導(dǎo)和計(jì)算，在研究有關(guān)電離、水解、離子濃度大小等問題時，平衡常數(shù)幾乎是萬能的處理方法。推導(dǎo)過程，如果直接計(jì)算比較繁瑣，可以在掌握原理的基礎(chǔ)上合理的近似，簡化計(jì)算過程，在不必大量運(yùn)算的前提下，得到合理客觀的答案。

溶液中的平衡問題在高中化學(xué)的教與學(xué)中始終是比較復(fù)雜的知識點(diǎn)，如果我們在處理有關(guān)平衡的問題時，能夠盡量利用平衡常數(shù)的定量計(jì)算，解決定性問題，將會使得抽象的思維過程變得具體化，從而得到更加接近事實(shí)的結(jié)論。

參考文獻(xiàn)

[1] 許文.淺議溶液中微粒濃度大小的比較[J].化學(xué)教學(xué)，2013（9）：72-73