弱酸及其鹽混合溶液酸堿性探究

李宏春

一、問題提出

學生學習鹽類水解知識后常會產生困惑：CH3COOH溶液呈酸性。CH3COONa溶液呈堿性，當把這兩種溶液以不同比例混合時，又呈何性？

二、問題解決

問題1常溫下等體積等物質的量濃度的CH3COOH（Ka=1.76×10-5）和CH3COONa混合溶液呈何性？ 1.理論分析

在CH3COOH和CH3COONa混合溶液中存在醋酸的電離平衡

CH3COOH CH3COO-+ H+，醋酸電離平衡常數表達式為

Ka=c（H+）·c（CH3COO-）c（CH3COOH）

。由于溶液中CH3COO-和CH3COONa物質的量相等，因此，CH3COOH和CH3COO-的物質的量濃度也相同，因而抵消：

c（H+）=Ka·c（CH3COO-）c（CH3COOH）=Ka。

解得c（H+）=1.76×10-5>1.0×10-7。因此，常溫下混合溶液呈酸性，分析考慮CH3COOH電離為主。

問題2常溫下，將等物質的量濃度的

CH3COOH（Ka=1.76×10-5）和CH3COONa按體積比多少混合，溶液恰好呈中性？

常溫下要使混合溶液呈中性，則溶液中

c （H+）=1.0×10-7。

與問題1分析相似，

通過公式轉化計算得：

c（CH3COO-）c（CH3COOH）=

Kac（H+）

=1.76×10-51.0×10-7=176，即混合溶液中CH3COO-物質的量濃度是CH3COOH物質的量濃度176倍，

從而得出等物質的量濃度CH3COONa溶液體積是CH3COOH溶液體積176倍時，混合溶液恰好呈中性。

上述理論分析CH3COOH和CH3COONa混合溶液呈酸性、中性時，各自量的比值關系，下面通過實驗論證一下。

2.實驗探究

實驗：常溫下，向體積為500 mL濃度為

0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液中，滴加0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液。

是一套數字化滴定實驗裝置，由于pH傳感器電極對液體量有要求，故燒杯中盛500 mL

0.1 mol·L-1 CH3COONa溶液，酸式滴定管盛0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液。

隨著CH3COOH溶液逐滴加入，電腦屏幕左方會顯示pH逐漸減少，電腦屏幕右方會自動繪制出pH-V（CH3COOH溶液）關系曲線如圖2。

由圖2可知，A點溶液呈中性，對應滴加

CH3COOH體積為2.85 mL，CH3COONa溶液（500 mL）是滴加CH3COOH溶液體積（2.85 mL）的175.4倍，與理論分析176倍接近。若繼續滴加CH3COOH溶液，體積增至500 mL（即等體積混合），溶液呈酸性，與前面理論分析一致。

（1）曲線上A點對應混合溶液離子濃度大小關系？

A點溶液呈中性，故c（H+）=c（OH-） 。根據混合溶液中存在電荷守恒式：c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-），可得c（CH3COO-） =

c（Na+），結合A點對應的CH3COONa和CH3COOH量比關系，不難得出溶液離子濃度大小關系為：c（CH3COO-）=c（ Na+）>c （H+）=c（OH-）。

（2）曲線上B點對應混合溶液離子濃度大小關系？

B點溶液呈堿性，結合電荷守恒式和量比關系，不難得出溶液離子濃度大小關系為：

c（Na+）>c（CH3COO-）>c（OH-）>c （H+）。

三、問題反思

前面討論了等物質的量濃度的CH3COOH溶液和CH3COONa 溶液按不同體積比混合，溶液酸堿性情況，若換成其它一元弱酸（HCN）與其鹽（NaCN）混合溶液，答案是否相同？

問題3：常溫下，等體積等物質的量濃度的HCN（Ka=4.92×10-10）和NaCN混合，溶液酸堿性如何？

分析類似問題1，依據HCN電離平衡常數表達式

Ka=c（H+）·c（CN-）c（HCN），

混合溶液中的HCN和CN-的物質的量濃度相同而抵消，解得c（H+）=4.92×10-10<1.0×10-7，常溫下，該混合溶液呈堿性，分析考慮NaCN水解為主。

有人認為上述混合溶液以NaCN水解為主，故應從NaCN水解平衡分析入手：

CN-+H2OHCN+OH-

Kh=c（HCN）·c（OH-）c（CN-）

=KwKa=

1.0×10-144.92×10-10=2.03×10-5

c（HCN）·c（OH-）c（CN-）=2.03×10-5

c（OH-）=2.03×10-5>1.0×10-7，該混合溶液呈堿性。

答案與HCN電離平衡分析一致。因為一元弱酸與其鹽無論按何種比例混合組成的混合溶液中，一元弱酸電離平衡和其鹽水解平衡均存在；故混合溶液酸堿性判斷無論從弱酸電離平衡分析入手，還是從其鹽水解平衡入手均可。一般從弱酸電離平衡分解較為簡便。

四、結論與啟示

在一元弱酸HX與其鈉鹽NaX混合溶液中存在一元弱酸HX的電離平衡HXH++X-， 一元弱酸HX電離平衡常數表達式為

Ka=c（H+）·c（X-）c（HX），

c（H+）=Ka·c（HX）c（X-）

決定混合溶液酸堿性因素：

①電離常數Ka的大小；②c（HX）c（X-）

比值的大小。

（1） 當c（HX）=c（X-）時，c（H+） =Ka

若Ka=1.0×10-7，混合溶液c （ H+） =1.0×10-7呈中性

若Ka>1.0×10-7，混合溶液c （ H+）>1.0×10-7呈酸性

若Ka<1.0×10-7，混合溶液c （ H+）<1.0×10-7呈堿性

（2）當Ka 一定時，決定混合溶液酸堿性的因素又在于c（HX）/c（X-）

（收稿日期：2016-10-22）

二、計算順序與反應順序相反

對于一些循環反應，疊加反應的總結果是：后發生反應的產物優先生成，先發生反應的產物卻由剩余反應物的量來決定。所以，計算產物的順序與反應順序相反。

例42 mol NaHCO3與1.2 mol Na2O2混合而成的固體，在300

℃灼燒至質量不變，求最終殘留物中各物質的物質的量。

解析NaHCO3首先受熱分解：

2NaHCO3△Na2CO3+CO2↑+H2O

2 mol1 mol1 mol1 mol

實驗證明，干燥的CO2與Na2O2不易發生反應，而H2O與Na2O2極易發生反應，所以應是H2O首先發生反應，然后CO2再與生成的NaOH發生反應。

2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑

4NaOH+2CO22Na2CO3+2H2O

2Na2O2+2CO22Na2CO3+O2↑

以上反應疊加的總結果相當于CO2與Na2O2先反應生成Na2CO3，剩余的Na2O2再與H2O反應生成NaOH。

所以，最終生成：n（Na2CO3）=1 mol+1 mol=2 mol

n（NaOH）=2n（Na2O2） 剩余=2×（1.2 mol-1 mol）=0.4 mol

例5在標準狀況下，將CO和CO2混合氣體共0.1 mol，充入盛有3.9 g Na2O2的密閉容器中，然后用電火花不斷引燃容器內的氣體混合物充分反應。若CO2在混合氣體中所占的物質的量分數為x，試通過分析和計算，得出x值與剩余氣體關系的幾種情況。

解析按反應順序，CO2與Na2O2首先反應，生成的O2再與CO反應生成CO2。CO2循環反應疊加的總結果是

2Na2O2+2CO22Na2CO3+O2↑

2CO+O22CO2

CO+Na2O2Na2CO3

所以，計算順序與上述反應順序相反，首先計算CO與Na2O2反應所消耗的CO， 然后再計算CO2與剩余的Na2O2反應生成的O2。

因為n（Na2O2）=3.9 g÷78 g/mol=0.05 mol

所以，當0

n（CO）消耗=n（Na2O2）=0.05 mol，

n（CO）剩余=＼[0.1（1-x）-0.05＼]mol=（0.05-0.1x） mol，

n（O2）=0 mol；

當x=1/2，CO剛好消耗完，

n（CO2）=0.05 mol，n（O2）=0 mol；

當1/2

n（CO2）剩余=（0.1-0.05） mol=0.05 mol

n（O2）=（0.1x-0.05）×1/2 mol

例6將燒堿與小蘇打組成的混合物分成等量的兩份。將第一份充分加熱，產生的氣體通入過量的澄清石灰水中，得到白色沉淀5.00 g。將第二份溶于水，配成100 mL溶液，取出10 mL用甲基橙作指示劑進行滴定，滴定至終點時耗去1.00 mol/L鹽酸20.00 mL。試計算原混合物中燒堿與小蘇打質量各為多少。解析加熱，NaHCO3首先分解，生成的CO2再與NaOH反應，疊加兩反應得總反應方程式為：

2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

2NaOH+CO2Na2CO3+H2O

NaHCO3+NaOHNa2CO3+H2O

所以，計算時首先考慮此反應，然后再考慮剩余的NaHCO3分解。

設每份樣品中含NaHCO3和NaOH的物質的量為x、y

（x-y）×1/2=5.00/100

＼[2y+（x-y）＼]×1/10=1.00×0.02

解得：x=0.15 mol

y=0.05 mol

原混合物中m（NaOH）=0.05 mol×2×40 g/mol=4.00 g

m（NaHCO3）=0.15 mol×2×84 g/mol

=25.20 g

綜上所述，事物總是不斷變化的，在復雜的矛盾變化中，學會用辯證思維來思考問題，善于抓主要矛盾，才能使學習能力達到一個更高的境界。

（收稿日期：2016-07-15）