范文一:强酸酸式盐和弱酸酸式盐
定义:电离时生成的阳离子除金属离子(或NH4+)外还有氢离子,阴离子为酸根离子的盐。 (1)酸式盐水溶液酸碱性判断: ①水溶液呈酸性的酸式盐 a.强碱强酸的酸式盐:如NaHSO4,在其水溶液中发生完全电离:NaHSO4=Na++H++SO42-,因[H+]>[OH-],溶液呈酸性;同理,NaH2PO4,NaHSO3 b.强碱弱酸的酸式盐:如Ca(H2PO4)2,其水溶液发生电离反应,同时还发生水解反应,但因“电离”趋势大于“水解”趋势,所以溶液呈酸性。同理,NaH2PO4,NaHSO3均显酸性。 ②水溶液呈碱性的酸式盐: 一般为强碱弱酸的酸式盐,如:Na2HPO4溶液,因“电离”趋势小于“水解”趋势,所以溶液呈碱性。 (2)酸式盐热稳定性: 一般为正盐热稳定性大于酸式盐热稳定性。 Na2CO3 ,2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O CaCO3 CaO+CO2↑,Ca(HCO3)2 CaCO3+CO2↑+H2O (3)弱酸的酸式盐,既能与碱反应,又能与酸反应。 NaHCO3:NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O 2NaHCO3+H2SO4=Na2SO4+2CO2↑+2H2O (4)酸式盐与正盐水解程度比较: 强碱弱酸的酸式盐水解程度小于强碱弱酸的正盐水解程度。如NaHCO3和Na2CO3 NaHCO3水解只有一步:HCO3-+H2O H2CO3+OH-,[OH-]>[H+] 显然,两种相同浓度的溶液其碱性:NaHCO3[H+] 33223
显然,两种相同浓度的溶液其碱性:NaHCOCaHPO>Ca(PO)。可溶液性正盐对应的酸式盐溶解度比2424342
其正盐的小,如NaCO的溶解性大于NaHCO,KCO的溶解性大于KHCO23323。正因为如此,才有向饱和的碳酸钠溶液中通入过量的二氧化碳有沉淀生成,其反应3
的方程式为:
NaCO(饱和)+CO+HO=2NaHCO? 23223
2与碱的反应
酸式盐与碱均可反应,弱酸的酸式盐既能与强酸又能与强碱反应.中学常见的酸式
----2-酸根有:HCO、HSO、HS、HPO、HPO等,常见的反应离子方程33242式为:
--2- HCO+OH=CO+HO 332--2- HS+OH=S+HO 2--2- HPO+OH=HPO+HO 4242-3- HPO+2OH-=PO+2HO 4422-32- HPO+OH-=PO+HO 442
3与酸的反应
强酸的酸式盐与酸不发生复分解反应。尽管是盐,但可作强酸用,其水溶液具有酸的
2-通性,如NaHSO可与氢前的金属反应,生成氢气;可与SO反应,生成SO。432
2-例外),可与酸性比其强的酸反应,生成新4
酸和新盐,如NaHCO可与HCl、HSO、HPO在水溶液中反应。 32334
常见的酸酸性强弱为: HSOHPO HS 24342 弱酸的酸式盐与对应的酸不反应(HPO
盐酸 > HSO > HAc>HCO> HClO 2323
HNO HSiO 323
强酸 中强酸 弱酸
常见酸式酸根与酸反应的离子方程式有:
+- HCO+H=CO?+HO 322+- HSO+H=SO?+HO 322-+ HS+H=HS? 2+- HPO+H=HPO 2434+4-2- HPO+H=HPO 42+2- HPO+2H=HPO 434
4酸式盐电离和水解的性质
强酸的酸式盐只能电离,不能发生水解,如NaHSO的水溶液一定显酸性;4弱酸的酸式盐既可电离,也可水解,其水溶液的酸碱性将由电离和水解以及阳离子等方
面决定。中学不研究弱酸弱碱盐溶液的酸碱性,因此,对于强碱弱酸对应的酸式盐溶液
的酸碱性就由电离和水解两个方面来决定。当电离大于水解的趋势,其水溶液显酸性,
如NaHSO、NaHPO;当水解大于电离的趋势,其水溶液显碱性,如NaHC32
O、NaHS、NaHPO。当然,电离和水解的趋势哪个大最根本的是要由实验来432
判断。但是对中学化学中常见的几种,我们要记住。
5对热的稳定性
一般说来,热稳定性大小顺序为:可溶性正盐>不可溶正盐>酸式盐>多元酸(对
同一类酸而言)。如:NaCO对热稳,加热不分解。 23
CaCO=CaO+CO? 32
2NaHCO=NaCO+CO?+HO 32322
高中阶段课本没有说过可沉淀的酸式盐,但是习题中出现过,磷酸一氢钙,即
Ca(HPO)是沉淀,不溶于水,所以磷的肥料不能与碱性肥料,如氨水一同使用,而42
楼上所说的磷酸二氢钙和碳酸氢钠也是如此。只是溶解度较低,未达到不溶于水的地步,
属于可溶物。
PS:付上碳酸氢钠的溶解度:碳酸氢钠的溶解度为:9.6g(20?)、11.1g(30?),
定义:
NH+ 4
含有羟基或氧基的盐 。
命名时,羟基用“羟”、氧基用“氧化”表示,其数目用一、二、三表示,“一”可省略,
如碘酸羟铜Cu(OH)IO、硫酸二氧化二锑 (SbO)SO或称硫酸氧锑;自然界存在的矿324物孔雀石Cu(OH)?CuCO、羟基磷灰石Ca(PO4)?(OH),它们是含羟基的2353碱式盐;硫酸二氧化二锑(SbO)SO则是含氧基的碱式盐。 24
碱式盐中除了金属离子和酸根离子以外,还含有1个或n个羟基或氧基。碱式盐也可以被认为是碱中的氢氧根没有被酸完全中和所得的产物。羟基盐可看成金属离子
2+--与OH-及其他阴离子构成的复盐,如Mg(OH)Cl可看成Mg与OH、Cl构成的复
3+2--与O、Cl构成的复盐。
盐。氧基盐又称氧化盐,可看成金属离子与O2-及其他阴离子构成的复盐,如SbOC 许多碱式盐的溶解度都不大。某些碱式盐的组成因制备条件不同而异。例如,在l可看成Sb封闭管中将硫酸铜溶液和碳酸钙混合物加热到423~443K得Cu(OH)?CuCO, 而在23较低温度下生成Cu(OH)?2CuCO。 23
酸跟碱反应时,弱碱中的氢氧根离子部分被中和,生成的盐为碱式盐。一元碱不
能形成碱式盐,二元碱或多元碱才有可能形成碱式盐。碱式盐的组成及性质复杂多样。
碱式碳酸铜Cu(OH)CO和碱式氯化镁Mg(OH)Cl等都属于碱式盐。 223
范文三:酸式盐
酸式盐
定义
电离时生成的阳离子(易失电子)除金属离子【或NH4+(有金属离子性质)】外还有氢离子,阴离子(易得电子)为酸根离子的盐。
(1)酸式盐水溶液酸碱性判断:
? 水溶液呈 酸性 的酸式盐
强碱强酸的酸式盐:如 NaHSO4,在其水溶液中发生完全
电离 ,因此溶液呈酸性;
强酸弱碱的酸式盐:强酸和弱碱生成的 盐 :如 NH4HSO4, 溶液呈酸性。(溶液显酸性是由于NH4+水解,离子方程:NH4+ +H2O=NH3?H2O +
H+)
?水溶液呈碱性的酸式盐:
一般为强碱弱酸的酸式盐,如: HPO42-盐,HCO3--盐,HS--盐,因“电离”趋势小于“ 水解 ”趋势,所以溶液呈碱性。
(2)酸式盐热稳定性:
一般为正盐热稳定性大于酸式盐热稳定性。
Na2CO3受热不易分解 ,2NaHCO3 =Na2CO3+CO2?+H2O条件加热
CaCO3 =CaO+CO2?,(条件高温) Ca(HCO3)2 =CaCO3+CO2?+H2O (条件加热) (3)弱酸的酸式盐与酸碱反应
弱酸的酸式盐,既能与碱反应,又能与酸反应。
NaHCO3:NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
NaHCO3+HCl=NaCl+CO2?+H2O
2NaHCO3+H2SO4=Na2SO4+2CO2?+2H2O
(4)酸式盐与正盐水解程度比较
强碱弱酸的酸式盐 水解程度 小于强碱弱酸的正盐水解程度。如NaHCO3和Na2CO3 NaHCO3水解只有一步:HCO3-+H2O =H2CO3+OH-,[OH-]>[H+] 显然,两种相同浓度的溶液其碱性:NaHCO3
性质
一、酸式盐的性质
1、水中的 溶解性
一般来说,在相同温度下,不溶性正盐对应的酸式盐的溶解度比 正盐 的大,如CaCO3难溶于水,Ca(HCO3)2易溶于水;磷酸的钙盐 溶解性 由大到小为:Ca(H2PO4)2>CaHPO4>Ca3(PO4)2。可溶性正盐对应的酸式盐溶解度比其正盐的小,如Na2CO3的溶解性大于NaHCO3,K2CO3的溶解性大于KHCO3。正因为如此,才有向饱和的碳酸钠溶液中通入过量的二氧化碳有沉淀生成,其反应的 方程式 为:
Na2CO3(饱和)+CO2+H2O=2NaHCO3?
2、与碱的反应
酸式盐与碱均可反应,弱酸的酸式盐既能与强酸又能与 强碱 反应。
中学常见的 酸式酸根 有:HCO3,、HSO3,、HS,、H2PO4,、HPO42,等,常见的反应 离子方程式 为:
HCO3,+OH,=CO32,+H2O
HSO3,+OH,=SO32,+H2O
HS,+OH,=S2,+H2O
H2PO4,+OH,=HPO42,+H2O
H2PO4,+2OH,=PO43,+2H2O
HPO42,+OH,=PO43,+H2O
3、与酸的反应
强酸的酸式盐与酸不发生复分解反应。尽管是盐,但可作强酸用,其水溶液具有酸的通性,如NaHSO4可与氢前的金属反应,生成氢气;可与SO32,反应,生成SO2。弱酸的酸式盐与对应的酸不反应(HPO42,例外),可与酸性比其强的酸反应,生成新酸和新盐,如NaHCO3可与HCl、H2SO3、H3PO4在水溶液中反应。
常见的酸酸性强弱为: H2SO4 H3PO4 H2S盐酸>H2SO3>HAc>H2CO3>HClO HNO3 H2SiO3
强酸 中强酸 弱酸
常见酸式酸根与酸反应的离子方程式有:
HCO3,+H+=CO2?+H2O
HSO3,+H+=SO2?+H2O
HS,+H+=H2S?
H2PO4,+H+=H3PO4
HPO42,+H+=H2PO4,
HPO42,+2H+=H3PO4
4、酸式盐电离和水解的性质
强酸的酸式盐只能电离,不能发生水解,如NaHSO4的水溶液一定显酸性;弱酸的酸式盐既可电离,也可水解,其水溶液的酸碱性将由电离和水解以及阳离子等方面决定。中学不研究弱酸弱碱盐溶液的酸碱性,因此,对于强碱弱酸对应的酸式盐溶液的酸碱性就由电离和水解两个方面来决定。当电离大于水解的趋势,其水溶液显酸性,如NaHSO3、NaH2PO4;当水解大于电离的趋势,其水溶液显碱性,如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。当然,电离和水解的趋势哪个大最根本的是要由实验来判断。但是对中学化学中常见的几种,我们要记住。 5、对热的稳定性
一般说来,热稳定性大小顺序为:可溶性正盐>不可溶正盐>酸式盐>多元酸(对同一类酸而言)。如:
Na2CO3对热稳,加热不分解。
CaCO3=高温CaO+CO2?
2NaHCO3=(加热)Na2CO3+CO2?+H2O
H2CO3=(可逆)CO2?+H2O
二、酸式盐的生成
1、多元弱酸与少量碱反应
如:
H2S+NaOH=NaHS+H2O
CO2+NaOH=NaHCO3
SO2+NaOH=NaHSO3
H3PO4+NaOH=NaH2PO4+H2O
如果碱的量较大会生成正盐。
2、弱酸正盐与对应的弱酸反应
通入相应的气体或加入过量相应的酸可以把正盐全部转化为酸式盐,这是制取酸式盐的最佳方法。如:
CaCO3+H2O+CO2=Ca(HCO3)2
Na2S+H2S=2NaHS
Ca3(PO4)2+4H3PO4=3Ca(H2PO4)2
在中学阶段,所有酸式盐都定义为可溶于水,如要出沉淀,就必须超过溶解度,并非一定要不溶于水才会出沉淀
例如向碳酸钠饱和溶液中通入二氧化碳,就会析出 碳酸氢钠 沉淀,方程式为 Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3?
高中阶段课本没有说过可沉淀的酸式盐,但是习题中出现过,磷酸一氢钙,即Ca(HPO4)2是沉淀,不溶于水,所以磷的肥料不能与碱性肥料,如氨水一同使用,而磷酸二氢钙和碳酸氢钠也是如此。只是溶解度较低,未达到不溶于水的地步,属于可溶物。 PS:付上碳酸氢钠的溶解度:碳酸氢钠的溶解度为:9.6g(20?)、11.1g(30?),
范文四:微诊断 二元弱酸酸式盐溶液的酸碱性判断及其推广
微诊断 二元弱酸酸式盐溶液的酸碱性判断及其推广
新洲一中 张新平
[典型案例]
1. 已知:常温下,H 2S 的K 1=1.3×10、K 2=7.1×10. 试判断0.1 mol/L的NaHS 溶液显_____(填“酸”“碱”或“中”)性,通过计算说明:________________。
2. 已知:常温下,HCN 的电离常数K a =6.2×10。浓度均为0.5 mol/L的NaCN 和HCN 的混合溶液显_____(填“酸”“碱”或“中”)性,通过计算说明:________________。 -10-7-15
[诊断解析]
1. NaHS溶液中的HS 有两种行为,其一是水解平衡,其二是电离平衡。
一般盐类主要还是从水解入手,有水解平衡:HS +H2O --H 2S+OH. -
,
即NaHS 溶液中HS 的水解强于第二步电离,故其溶液是HS 水解而显碱性。 又如:已知草酸的K 1=5.4×10-2、K 2=5.4×10-5. 则可以判断出KHC 2O 4溶液显酸性。理由如下: --
,
即KHC 2O 4溶液中HC 2O 4-的水解弱于第二步电离,故其溶液是HC 2O 4-电离而显酸性。
2. 理论上有两种入手方式,其一是从HCN 的电离平衡入手:
,近似处理c (CN-)= c(HCN),故有:
c (H+) ≈6.2×10-10,pH=10- lg6.2≈9.2>7,显碱性。
同理,若是同浓度的CH 3COOH 和CH 3COONa 的混合液中:
c (H+) ≈K a (CH3COOH)=1.75×10-5,pH=5- lg1.75≈4.76K h = KW / K1,则第二步电离强于其水解,溶液显酸性。如NaHSO 3、KHC 2O 4。 ②若其K 2K h , 则弱酸的电离强于其盐的水解,溶液显酸性,如CH 3COOH 和CH 3COONa 。 ②若K a K h , 则弱碱的电离强于其盐的水解,溶液显碱性,如NH 3和NH 4Cl 。
②若K b 10(一般是大大于),则其
强碱盐的水解程度弱于其酸的电离程度(K a >K h ,电离为主),因此,等浓度的该酸及其强碱盐混合溶液显酸性,如等浓度的醋酸(K a =1.75×10-5>10-7)及其醋酸钠混合液显酸性; 若一元弱酸的电离平衡常数K a K a ,水解为主),因此,等浓度的该酸及其强碱盐混合溶液显碱性,
-10-7如等浓度的氢氰酸(K a =6.2×10K 2=4.7×10-11,即NaHCO 3溶液中HCO 3的水解强于其电离,故NaHCO 3溶液显碱性。
2. 常温下,已知H 3PO 4的K 1=7.1×10-3、K 2=6.3×10-8、K 3=4.2×10-13. 试通过计算分别说明①0.1 mol/L的NaH 2PO 4溶液显酸性、②0.1 mol/L的Na 2HPO 4溶液显碱性的原因:________________。
解析:①K h = KW / K1=1×10-14/7.1×10-3≈1.4×10-12K 3=4.2×10-13,即Na 2HPO 4溶液中HPO 42-的水解强于其电离,故Na 2HPO 4溶液显碱性。
3. 羟胺(NH 2OH )为一元弱碱,其电离方程式为NH 2OH+ H 2O NH 3OH ++OH-。25℃时,其电离常数K b =9.0×10-9. 25℃时,用0.100 mol/L的盐酸滴定20 mL 0.100 mol/L的NH 2OH 溶液,滴定过程中水电离出来的H +浓度[c (H+)]与盐酸体积(V )的关系如图所示。--
下列说法正确的是( )
A. V 1>10
B. 已知lg3=0.5,则A 点对应溶液的pH=9.5
C. A、B 、C 三点对应溶液中,C 点的NH 2OH 电离常数最小
D. D点对应溶液中存在c (H+)= c(OH-)+ c(NH3OH +)+ c(NH2OH)
解析:正确选B 率42.5%,错选A 居多。选项B ,“A 点对应溶液”是弱碱NH 2OH 溶液,电离显碱性,溶液中的c (H) 均由水电离所得,且图中纵坐标“水电离出来的H 浓度”,故A 点时c (H+) =1/3 ×10-9 mol/L,pH=9+lg3=9.5,正确。
若B 点V 1=10 ,则溶液中是等浓度的NH 2OH 和盐NH 3OH +Cl -,此时,
K h = KW / Kb =1×10/9.0×10≈1.11×10>K b =9.0×10,则该溶液中盐NH 3OH Cl 和到一半,即V 1<10 ,故选项A 错误。
参考文献:
[1]宋心琦. 普通高中课程标准实验教科书. 化学反应原理(选修4. 第3版). 北京:人民教育出版社,2017:
42-43. -14-9-6-9+-++的水解强于碱NH 2OH 的电离,溶液显酸性。而图中B 点呈中性,显然,NH 2OH 没有被中
范文五:对弱酸酸式盐溶液中若干疑难问题的探讨
对弱酸酸式盐溶液中若干疑难问题的探讨
曾应超
(杭州第二中学,浙江杭州, 310009)
摘要:从理论上对弱酸酸式盐溶液的酸碱性判断、粒子浓度大小关系以及 pH 的比较等若干 疑难问题进行了探讨, 指出由于 NaHA 溶液的复杂性, 在针对 NaHA 溶液进行有关问题的分析 时,不能过于片面,只有深入探究,才能获得科学的结论。 关键词:弱酸酸式盐;疑难问题
弱酸酸式盐 (下文均用 NaHA 表示) 是化学中常见的一大类物质, 有关其在溶液中的离子 行为一直是困扰广大师生的一大难题。 在分析与其相关的试题时, 常会因为考虑问题太过简 单化、片面化而出现不科学的结论。下面对 NaHA 溶液中存在的若干疑难问题做一系统性分 析。
1 判断 NaHA 溶液酸碱性的理论依据是什么
笔者发现,对于 NaHA 溶液酸碱性的判断,大多数教师往往只是利用课本提供的结论进行 记忆性处理。那么, NaHA 溶液酸碱性的判断依据到底是什么呢?
对于溶液酸碱性的判断,众所周知,基本依据均是 H +和 OH -浓度的相对大小,若 c (H+
)
>c (OH-) ,溶液呈酸性,若 c (H+)
) ,溶液呈碱性。 根据 NaHA 溶液中存在的平衡,可写出其质子守恒式如下: c (H2A) +c (H+) =c (OH-) +c (A2-) ①
根据 H 2A 的一、二级电离常数(K a1、 K a2)表达式可得:
c (H2A) c (H+) ·c (HA-)
Ka1 ②
c (A2-
) =K a2·c (HA-)
c(H)
③
将②式和③式代入①式可得:c (H+) ·c (HA-) Ka1c (H+) =c (OH-
) +K a2·c (HA-) c(H+) ④
由④式可得:c (H+) ·c (HA-) c(OH-) ·K a1c (H+) c(OH-) 1+K a2·c (HA-)
Kw ,整理得:
c (H+) c(OH-) K a1·K w +K a1·K a2·c (HA-) Ka1·K w +K w ·c (HA-)
⑤
由⑤式可知, NaHA 溶液的酸碱性与溶液浓度无关,当 K a1·K a2>K w 时, c (H+) c(OH) 1,即
c (H+) >c (OH-) ,溶液呈酸性;相反,当 K a1·K a2
实上, K a1·K a2>K w ,即为 K a2>K w Ka1
K h2,即 HA -
的电离常数大于其水解常数, K a1·K a2
即为 K a2
K w Ka1
=K h2,即 HA -的电离常数小于其水解常数。因此可根据 HA -
的电离常数与其水 解常数的相对大小进行直接判断。
2 NaHA溶液中一定存在 c (H+) >c (A2-) 或 c (OH-
) >c (H2A) 吗
由于 NaHA 溶液中同时存在 HA -
的电离、 水解以及 H 2O 的电离, 往往容易通过片面的认识得
出这样的结论:若溶液呈酸性, 则有 c (H+) >c (A2-) , 若溶液呈碱性, 则有 c (OH-
) >c (H2A) 。
事实上,在 0.1mol/L的 NaHCO 3碱性溶液中 [1], c (H2CO 3) >c (OH-
) ,在 0.1mol/L的 NaHSO 3酸
性溶液中 [2], c (SO32-) >c (H+
) 。为何会出现这样的结果呢?
将 H 2O 的离子积常数(K w )表达式代入④式整理得:
c 2(H+) K a1K w +K a1K a2·c (HA-)
c(HA) +K a1
⑥
由③式可得: c (A2-)
c(H+)
=
K a2·c (HA-)
c2(H+)
,将⑥式代入并整理得:
c (A2-) c(H+) K a1·K a2·c (HA-) +K a2·c 2(HA-)
Ka1·K a2·c (HA-) +K a1·K w
⑦
由⑦式可知, c (H+) 与 c (A2-) 的大小关系取决于 K a2·c 2(HA-) 和 K a1·K w 的相对大小,同样
c (H2A) c(OH-) K w ·c (HA-) +K a2·c 2(HA-)
Kw ·c (HA-) +K a1·K w
即 c (OH-) 与 c (H2A) 的大小关系
也取决于 K a2·c 2(HA-) 和 K a1·K w 的相对大小。
设 K c = K a2
Ka1
,由上述关系可知,当 K c ·c 2(HA-) >K w 时, c (A2-) >c (H+) 、 c (H2A) >c (OH-) 。 通过 H 2A 的一、二级电离常数求出 25℃时常见 HA -的 K c 值如表 1所示。
c
由表 1可知,常见 HA 的 c 值均远远大于 w ,因此,只要溶液不是极稀,即 c (HA-) 不是 极小时,溶液中一定存在 c (A2-) >c (H+) 、 c (H2A) >c (OH-) 。当 c (HA-) 极小时,则会出现反 常情况。
也可以换个角度进行分析,在 NaHA 溶液中,存在如下平衡:
HA -A 2-+H +K a2⑧
HA -+H 2O H 2A +OH -K h2=
K w
Ka1⑨
H 2O H ++OH -K w ⑩
由⑧+⑨-⑩可得:2HA -H 2A +A 2-K c = K a2
Ka1
○ 11
○ 11式可称之为 HA -的质子传递反应 [3],当 NaHA 溶液呈酸性时,可认为溶液中存在的平衡 只有⑧、⑩、○ 11三式,由于⑧式中产生的 c (H+) 和 c (A2-) 相等,因此,溶液中 c (H+) 和 c (A2
-) 的大小只与⑩式平衡常数(K
w )以及
c (HA-) 和○ 11式的平衡常数(K c )有关。当 NaHA 溶液 呈碱性时, 可认为溶液中存在的平衡只有⑨、 ⑩、 ○ 11三式, 由于⑨式中产生的 c (OH-) 和 c (H2A) 相等,因此,溶液中 c (OH-) 和 c (H2A) 的大小只与⑩式平衡常数(K w )以及 c (HA-) 和○ 11式的
平衡常数(K c )有关。根据○ 11式的平衡常数表达式 K c = c (H2A) ·c (A2-)
c2(HA-)
,若把 c (HA-) 看作
定值,则 K c 与 K w 表达式类型相同,在 c (HA-) 不是极小的情况下,由表 1的数据同样可得出 上述相同的结论。
实际上,由表 1可见,对于常见 NaHA 溶液而言,存在 K c >>K a2, K c >>K h2,即 HA -的质 子传递反应程度往往远大于 HA -的电离程度和水解程度。 因此, 一般地, 当 c (HA-) 不是很小 时, 若溶液呈酸性, 则 c (A2-) >c (H2A) >c (H+) >c (OH-) , 若溶液呈碱性, 则 c (H2A) >c (A2-) >c (OH-) >c (H+) 。当然,若溶液浓度较小,则情况将变得极为复杂,以 NaHC 2O 4溶液为例, 当溶液浓度为 0.05mol/L时, 溶液中 c (H+) >c (H2C 2O 4) , 随着溶液浓度的减小, 甚至出现 c (H
+
) >c (C2O 42-) >c (HC2O 4-
) 的情况。
3 NaHA溶液中一定存在 c (HA-) >c (H2A) 、 c (HA-) >c (A2-
) 吗
一般认为 HA -的电离程度不大,故溶液中一定存在 c (HA-) >c (H2A) 、 c (HA-) >c (A2-
) , 事实是否如此呢?
c (HA-) c(H2A) =K a1c (H+) 、 c (HA-) c(A2-) c (H+) K a2,不难发现,溶液中 c (HA-
) 与 c (H2A) 的大小关系取决于 K a1和 c (H+) 的相对大小, c (HA-) 与 c (A2-) 的大小关系取决于 K a2和
c (H+) 的相对大小,而 c (H+) 还与溶液的浓度有关。当溶液呈酸性时,随溶液浓度的减小, c (H+) 逐渐减小 (pH 逐渐接近于 7) , 若 K a2不是很小, 在一定溶液浓度下, 可能出现 K a2>c (H+) ,即 c (HA-)
) 逐渐增大(pH
逐渐接近于 7) ,若 K a1不是很大,在一定溶液浓度下,可能出现 K a1
)
设 NaHA 溶液的浓度为 a ,根据物料守恒可知:c (HA-) +c (A2-) +c (HA-
) =a ,将②式和③
式代入可得:c (HA-
) K a2·c (HA-) c(H+) +c (H+) ·c (HA-) Ka1
=a ,整理得:
c (HA-
) K a1·c (H+) ·a
c2(H+) +K a1·c (H+) +K a1·K a2
○
12 将○
12式代入⑥式整理得: c 2(H+)[c 2(H+) +K a1·c (H+) +K a1·K a2+a ·c (H+)]=K w ·c 2(H+) +K a1·K w ·c (H+) +K a1·K a2·K w
+K a1·K a2·a ·c (H+
) ○
13 借助 Excel 用○ 13式可精确计算 NaHA 溶液的 c (H+
) 。 以 0.1mol/L的 NaHCO 3溶液为例, c (H
+) 计算如图 1所示,在单元格 F2中输入“ =POWER(10,-G2)”,通过 pH 求出 c (H+
) , H2中
输入○ 13式左边的算式 “ =(POWER(F2,2)+C2*F2+C2*D2+B2*F2)*POWER(F2,2)” , I2中输入○ 13式 右边的算式“ =E2*POWER(F2,2)+C2*E2*F2+C2*D2*E2+C2*D2*B2*F2”,此时在 G2中调节 pH
的值,当 H2和 I2的值相等时,即得溶液的 pH 。由图可知,该溶液 pH 约为 8.31,即 c (H+
)
约为 4.92×10-9
mol/L。
图 1 0.1mol/L的 NaHCO 3溶液 pH 计算
通过上述方法,可计算浓度为 25℃时 1×10-5
mol/L(极稀溶液)的常见 NaHA 溶液的 c (H+
) ,将其与 K a1和 K a2对比如表 2所示。
表 2 1×10-5mol/L 常见 NaHA 溶液的 c (H+
) (单位:mol/L)
由表 2a1c (HA-
) >c (H2A) ,
对于 K a2与 c (H+) 的相对大小关系, NaHC 2O 4溶液出现了 K a2>c (H+
) 的情况,实际上,通过计
算发现,当 NaHC 2O 4溶液浓度小于 1.28×10-4mol/L时,才会出现 K a2>c (H+
) 。因此,在常见
NaHA 溶液中,只要溶液浓度不是太小, c (HA-) >c (H2A) 、 c (HA-) >c (A2-
) 的结论成立。 4 进行 pH 比较时能单独使用 NaHA 的 Ka1或 K a2吗
以浓度相同的 NaHCO 3和 CH 3COONa 溶液的 pH 大小比较为例, 一般认为两者的溶液均呈碱性,
可通过比较 H 2CO 3的 K a1和 CH 3COOH 的 K a 得出结论。由于 H 2CO 3的 K a1=4.30×10-7, CH 3COOH 的 K a =1.75×10-5, K a1
设 CH 3COONa 溶液的浓度为 b , 同样可通过 CH 3COONa 溶液的质子守恒、 物料守恒以及 CH 3COOH 的电离常数表达式推出其 pH 的精确计算式:b ·c 2(H+) +K a ·c 2(H+) +c 3(H+) =K w ·K a +K w ·c (H +) ,利用 Excel 精确计算出 0.1mol/L的 CH
3COONa 溶液 pH 约为 8.88。
由上述计算结果可知浓度均为 0.1mol/L的 NaHCO 3溶液的 pH 小于 CH 3COONa 溶液的 pH 。实 际上,通过上文中对 HA -的质子传递反应的介绍可知, HA -的质子传递反应进行程度往往远 大于 HA -的电离程度和水解程度,故而进行 pH 的比较时, Ka1和 K a2需同时考虑。
5 结语
由上述分析可知,由于 NaHA 溶液中 HA -同时存在电离和水解,使得其在溶液中的行为 变得极为复杂。因此,在针对 NaHA 溶液进行有关问题的分析时,考虑问题不能过于片面, 只有深入探究,才能获得科学的结论。
参考文献:
[1]杨立根,赵东旺 . NaHCO3溶液中 OH -浓度比 CO 32-浓度大吗 . 化学教学 [J]2003(11):44-45 [2]**飞 . NaHSO3溶液中 H +浓度真的大于 SO 32-浓度吗? . 化学教学 [J]2011(8):71-72 [3]王文林 . 酸式盐溶液中的质子传递反应 . 化学教学 [J]2011(8):69-70
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