碳酸氫鈉溶液的pH與其濃度關系探討

朱建民

摘 要 NaHCO3水溶液中存在多個平衡，且每個平衡之間既相互聯系、又相互制約。本文就水溶液pH與溶液濃度的關系：隨濃度增大pH升高，基本保持不變，又降低；及溶液受熱pH增大的原因是水解增強，還是分解成Na2CO3水解進行了相關探討。

關鍵詞 平衡 締合作用 分解

中圖分類號：G633. 8 文獻標識碼：A

NaHCO3是二元弱酸（H2CO3）與強堿（NaOH）形成的酸式鹽，其水溶液中存在多個平衡，不僅有HCO3—的水解、電離兩個平衡，還存在著水的電離平衡，且每個平衡之間既相互聯系、又相互制約。其水溶液的pH與濃度關系如何？若是片面（只研究某一個或某幾個平衡）、孤立（把其中平衡看成是獨立體系）地分析易出現錯誤。

1常溫下稀溶液時，隨濃度增大pH升高

設NaHCO3溶液的濃度為x mol·L-1，其pH=y，同時設溶液中除水分子外的其他粒子的濃度分別為a、b、c ……。利用溶液中存在的水的電離平衡，弱電解質的電離平衡以及電荷守恒，得出以下關于x、y的函數關系式。

在常溫下，x mol·L-1NaHCO3溶液中存在如下關系：

電荷守恒：2c（CO32—）+ c（OH—）+ c（HCO3—）= c（H+）+ x

H2CO3一級電離平衡：

H2CO3二級電離平衡：

水的電離平衡：c（OH—）譪（H+）=Kw（其中Kw=1.0？0-14）

物料守恒（碳元素守恒）：c（CO32—） + c（HCO3—） + c（H2CO3） = x

基于Wolfram Mathematica 8計算機軟件平臺作圖，可得到有關pH與NaHCO3溶液濃度的關系（圖1）。

結論：從上圖中可以看出，NaHCO3溶液的pH，在較稀時，隨濃度增大而升高。當其濃度大于0.0025 mol·L-1時，溶液pH基本不變，約為8.31。這時NaHCO3溶液的堿性不是隨濃度的增大而增大了。基本保持一定值：8.31。即稀溶液的pH區間為：7.0

2常溫下較濃溶液時，隨濃度增大pH降低

實驗探究：（1）配制了0.010 、0.050 、0.10 、0.50 、1.0 mol·L-1 等5種標準溶液。

（2）在20℃時，用筆式pH計分別測得其pH值，如表1中數據。

解析：在NaHCO3固體中具有不對稱氫鍵（ O—H…O，261pm ）形成的、無限的一維HCO3— 鏈狀結構，這些鏈再被Na+橫向連接在一起。隨NaHCO3溶液濃度的增加，HCO3— 間氫鍵的締合作用程度逐漸增大，導致發生電離與水解的HCO3— 量反而減少，堿性逐漸減弱。即其溶液的堿性強弱受氫鍵、分子結構等作用的影響。在中學階段，其他常見的物質如HF、KH2PO4等，溶液在特定濃度范圍內酸堿性的遞變也會出現反常。

結論：NaHCO3較濃時，隨濃度的增大，溶液的pH值減小。

3受熱時溶液pH升高

實驗1：在盛有1.0 mol·L-1 NaHCO3溶液的試管里滴入1～2滴酚酞試液，溶液顯淺紅色，說明NaHCO3水解，溶液顯堿性，但堿性較弱。

實驗2：當加熱盛有NaHCO3飽和溶液的試管時，溶液紅色加深。實驗測得該溶液的pH隨溫度升高而升高。關于這一現象有二種解釋，其一是加熱促進HCO3—的水解；其二是由于NaHCO3熱穩定性差，受熱分解成Na2CO3，Na2CO3水解程度大，堿性增強，紅色變深；哪種解釋更合理？

實驗3：用NaHCO3（AR）分別配制1.0 mol·L-1和0.1 mol·L-1溶液。每種溶液分別用三支試管各取5mL，滴加1～2滴酚酞。其中一支試管用作對照，另外兩支試管分別用酒精燈和80℃水浴加熱，并塞上帶導氣管的單孔橡皮塞，將導氣管插入盛澄清石灰水的小試管中。

綜上實驗，加熱飽和NaHCO3溶液時，堿性增強；加熱NaHCO3溶液濃度為0.1 mol·L-1時在80℃時，分解不明顯，溶液的 pH值基本不變。

結論：只有NaHCO3溶液較濃時，加熱堿性才會增強。原因是NaHCO3熱穩定性差，受熱分解成Na2CO3，Na2CO3水解程度比NaHCO3大，堿性增強。濃度稀時，則分解不明顯，溶液的 pH值基本不變。據上述實驗，溶液中NaHCO3分解的程度與溫度和濃度有關。

參考文獻

[1] 武漢大學.分析化學（2版）[M].北京：高等教育出版社，1987.

[2] 武漢大學等.無機化學（3版）（上冊）[M].北京：高等教育出版社，1994.

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