朱衛(wèi)華

（無(wú)錫市第一中學(xué) 江蘇 無(wú)錫 214031）

高中化學(xué)研究鹽類(lèi)水解時(shí)，碳酸氫鈉溶液中離子濃度大小是要涉及的問(wèn)題。老師們通常會(huì)有以下的錯(cuò)誤認(rèn)識(shí)：HCO3－電離產(chǎn)生等量的CO32－和H＋，H2O 也會(huì)電離出H＋，因此想當(dāng)然得出結(jié)論：c（Na＋）＞c（HCO3－）＞c（OH－）＞c（H＋）＞c（CO32－）［1－2］。姜廣勇根據(jù)0．1mol·L－1的NaHCO3溶液pH＝8．3，通過(guò)平衡常數(shù)計(jì)算得出結(jié)論c（Na＋）＞c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（H＋）［3］，但沒(méi)有給出合理的解釋?zhuān)煌跷牧钟觅|(zhì)子傳遞反應(yīng)解釋了此結(jié)論［4］，但中學(xué)生較難理解。那么，能否簡(jiǎn)單易懂地得到結(jié)論，其它二元弱酸酸式鹽溶液中離子濃度的大小是否也存在類(lèi)似的關(guān)系呢？

由于二元弱酸酸式鹽可能顯酸性或堿性，本文分兩種類(lèi)型來(lái)討論研究，試圖找到其中的規(guī)律。

一、顯堿性的二元弱酸酸式鹽

多數(shù)二元弱酸酸式鹽的酸式根離子水解強(qiáng)于電離，c（OH－）＞c（H＋），溶液呈堿性，比如NaHCO3、NaHS等，我們以0．1mol·L－1的NaHCO3溶液為例，分析其中離子濃度的大小并合理解釋。

室溫下，0．1mol·L－1的NaHCO3溶液中存在如下三個(gè)平衡：

①HCO3－＋H2O?H2CO3＋OH－

②HCO3－?CO32－＋H＋

③H2O?H＋＋OH－

已知0．1mol·L－1的NaHCO3溶液pH＝8．3［6］，即c（H＋）＝10－8．3mol·L－1＝5．01×10－9mol·L－1，

則c（OH－）＝2．00×10－6mol·L－1，c（HCO3－）≈0．1mol·L－1。將數(shù)據(jù)代入Ka2表達(dá)式中， 求出c（CO32－）＝1．12×10－3mol·L－1，所以NaHCO3溶液中c（Na＋）＞c（HCO3－）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（H＋）。

我們可以這樣來(lái)理解，HCO3－的水解大于電離，水解的本質(zhì)就是結(jié)合H＋，而Ka2＞Kw，即HCO3－給出H＋的能力大于H2O 電離出H＋的能力，HCO3－必然會(huì)結(jié)合HCO3－電離出的H＋， 因此雖然HCO3－會(huì)電離出等量的CO32－和H＋，但部分H＋會(huì)被水解的HCO3－結(jié)合，最終造成溶液中c（CO32－）＞c（H＋）。

至于c（CO32－）與c（OH－）的大小，表面上看只能通過(guò)計(jì)算結(jié)果來(lái)比較，其實(shí)也存在簡(jiǎn)單的判斷方法。

由Ka2的表達(dá)式，可以得出：

若c（CO32－）＞c（OH－），則Ka2·c（HCO3－）＞c（H＋）·c（OH－），即Ka2·c（HCO3－）＞Kw，對(duì)于0．1mol·L－1的NaHCO3溶液，顯然此式成立。只有在很稀的NaHCO3溶液，c（NaHCO3）＜1．78×10－4mol·L－1時(shí)，才會(huì)有Ka2·c（HCO3－）＜Kw，造成c（CO32－）＜c（OH－）。

同樣道理，氫硫酸的Ka2＝1．1×10－12＞Kw，NaHS 溶液中的HS－水解會(huì)結(jié)合HS－電離出的H＋， 造成NaHS 溶液中c（S2－）＞c（H＋）。若不是很稀的NaHS 溶液，當(dāng)c（NaHS）＞9．09×10－3mol·L－1時(shí)，Ka2·c（HS－）＞Kw，則c（S2－）＞c（OH－），此時(shí)NaHS 溶液中c（Na＋）＞c（HS－）＞c（S2－）＞c（OH－）＞c（H＋）。

其它顯堿性的二元弱酸酸式鹽中，離子濃度也存在類(lèi)似的規(guī)律。

二、顯酸性的二元弱酸酸式鹽

有一些二元弱酸酸式鹽的酸式根離子電離強(qiáng)于水解，c（H＋）＞c（OH－），溶液呈酸性，比如NaHSO3、NaHC2O4等，我們以0．1mol·L－1的NaHSO3溶液為例，分析其中離子濃度的大小并合理解釋。

首先我們來(lái)計(jì)算0．1mol·L－1NaHSO3溶液的c（H＋），NaHSO3溶液中存在質(zhì)子守恒：

c（H＋）＋c（H2SO3）＝c（SO32－）＋c（OH－）

已知H2SO3［5］的Ka1＝1．54×10－2mol·L－1，Ka2＝1．02×10－7mol·L－1，根據(jù)H2SO3的Ka1和Ka2表達(dá)式，得到

HSO3－電離和水解比較小，c（HSO3－）≈0．1mol·L－1，整理得到

由于0．1Ka2＞＞Kw

室溫下，0．1mol·L－1的NaHSO3溶液中存在如下三個(gè)平衡：

c（H＋）＝3．69×10－5mol·L－1，則c（OH－）＝2．71×10－10mol·L－1，c（HSO3－）≈0．1 mol·L－1。將數(shù)據(jù)代入Ka2表達(dá)式中，求出c（SO32－）＝2．76×10－4mol·L－1，所以NaHSO3溶液中c（Na＋）＞c（HSO3－）＞c（SO32－）＞c（H＋）＞c（OH－）。

我們也可以這樣來(lái)理解，HSO3－的電離大于水解，溶液中的c（H＋）＞c（OH－），雖然HSO3－會(huì)電離出等量的SO32－和H＋， 但Ka2＞Kw，HSO3－給出H＋的能力大于H2O電離出H＋的能力， 部分H＋會(huì)被水解的HSO3－結(jié)合，因此溶液中c（SO32－）＞c（H＋）。

有沒(méi)有可能c（H＋）＞c（SO32－）呢？ 李鵬飛［7］計(jì)算出，當(dāng)c（NaHSO3）＜4．71×10－5mol·L－1時(shí)，c（SO32－）＞c（H＋）。因此不是很稀的NaHSO3溶液中，c（Na＋）＞c（HSO3－）＞c（SO32－）＞c（H＋）＞c（OH－）。

同樣道理，其它比如NaHC2O4等顯酸性的二元弱酸酸式鹽中，離子濃度也存在類(lèi)似的規(guī)律。

三、結(jié)論

對(duì)于不是很稀的二元弱酸的酸式鹽NaHA， 我們基本可以得出結(jié)論：顯堿性的二元弱酸酸式鹽，c（Na＋）＞c（HA－）＞c（A2－）＞c（OH－）＞c（H＋）；而顯酸性的二元弱酸酸式鹽，c（Na＋）＞c（HA－）＞c（A2－）＞c（H＋）＞c（OH－）。

對(duì)于很稀的二元弱酸酸式鹽，就只能通過(guò)平衡常數(shù)計(jì)算比較大小了。

［1］樹(shù)領(lǐng)．電解質(zhì)溶液教學(xué)中常見(jiàn)疑難點(diǎn)的探究［J］．化學(xué)教學(xué)，2013，（6）：74

［2］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

［3］姜廣勇．NaHCO3溶液中微粒濃度的定量計(jì)算［J］．化學(xué)教學(xué)，2014，（4）：72－73

［4］王文林．酸式鹽溶液中的質(zhì)子傳遞反應(yīng) ［J］．化學(xué)教學(xué)，2011，（8）：69－70

［5］普通高中課程標(biāo)準(zhǔn)實(shí)驗(yàn)教科書(shū)．化學(xué)反應(yīng)原理［M］．南京：江蘇教育出版社：100

［6］北京師范大學(xué)等．無(wú)機(jī)化學(xué)（上冊(cè)）［M］．北京：江蘇教育出版社，1986：130－131

［7］李鵬飛．NaHSO3溶液中H＋濃度真 的大于SO32－濃度嗎？［J］．化學(xué)教學(xué)，2011，（8）：71－72