弱酸及其盐混合溶液酸碱性探究

2017-03-17 13:00李宏春
中学化学 2017年1期
关键词:酸碱性电离体积

李宏春

一、问题提出

学生学习盐类水解知识后常会产生困惑:CH3COOH溶液呈酸性。CH3COONa溶液呈碱性,当把这两种溶液以不同比例混合时,又呈何性?

二、问题解决

问题1常温下等体积等物质的量浓度的CH3COOH(Ka=1.76×10-5)和CH3COONa混合溶液呈何性? 1.理论分析

在CH3COOH和CH3COONa混合溶液中存在醋酸的电离平衡

CH3COOH CH3COO-+ H+,醋酸电离平衡常数表达式为

Ka=c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH)

。由于溶液中CH3COO-和CH3COONa物质的量相等,因此,CH3COOH和CH3COO-的物质的量浓度也相同,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,常温下混合溶液呈酸性,分析考虑CH3COOH电离为主。

问题2常温下,将等物质的量浓度的

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

常温下要使混合溶液呈中性,则溶液中

c (H+)=1.0×10-7。

与问题1分析相似,

通过公式转化计算得:

c(CH3COO-)c(CH3COOH)=

Kac(H+)

=1.76×10-51.0×10-7=176,即混合溶液中CH3COO-物质的量浓度是CH3COOH物质的量浓度176倍,

从而得出等物质的量浓度CH3COONa溶液体积是CH3COOH溶液体积176倍时,混合溶液恰好呈中性。

上述理论分析CH3COOH和CH3COONa混合溶液呈酸性、中性时,各自量的比值关系,下面通过实验论证一下。

2.实验探究

实验:常温下,向体积为500 mL浓度为

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

是一套数字化滴定实验装置,由于pH传感器电极对液体量有要求,故烧杯中盛500 mL

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

随着CH3COOH溶液逐滴加入,电脑屏幕左方会显示pH逐渐减少,电脑屏幕右方会自动绘制出pH-V(CH3COOH溶液)关系曲线如图2。

由图2可知,A点溶液呈中性,对应滴加

CH3COOH体积为2.85 mL,CH3COONa溶液(500 mL)是滴加CH3COOH溶液体积(2.85 mL)的175.4倍,与理论分析176倍接近。若继续滴加CH3COOH溶液,体积增至500 mL(即等体积混合),溶液呈酸性,与前面理论分析一致。

(1)曲线上A点对应混合溶液离子浓度大小关系?

A点溶液呈中性,故c(H+)=c(OH-) 。根据混合溶液中存在电荷守恒式:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),可得c(CH3COO-) =

c(Na+),结合A点对应的CH3COONa和CH3COOH量比关系,不难得出溶液离子浓度大小关系为:c(CH3COO-)=c( Na+)>c (H+)=c(OH-)。

(2)曲线上B点对应混合溶液离子浓度大小关系?

B点溶液呈碱性,结合电荷守恒式和量比关系,不难得出溶液离子浓度大小关系为:

c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c (H+)。

三、问题反思

前面讨论了等物质的量浓度的CH3COOH溶液和CH3COONa 溶液按不同体积比混合,溶液酸碱性情况,若换成其它一元弱酸(HCN)与其盐(NaCN)混合溶液,答案是否相同?

问题3:常温下,等体积等物质的量浓度的HCN(Ka=4.92×10-10)和NaCN混合,溶液酸碱性如何?

分析类似问题1,依据HCN电离平衡常数表达式

Ka=c(H+)·c(CN-)c(HCN),

混合溶液中的HCN和CN-的物質的量浓度相同而抵消,解得c(H+)=4.92×10-10<1.0×10-7,常温下,该混合溶液呈碱性,分析考虑NaCN水解为主。

有人认为上述混合溶液以NaCN水解为主,故应从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,该混合溶液呈碱性。

答案与HCN电离平衡分析一致。因为一元弱酸与其盐无论按何种比例混合组成的混合溶液中,一元弱酸电离平衡和其盐水解平衡均存在;故混合溶液酸碱性判断无论从弱酸电离平衡分析入手,还是从其盐水解平衡入手均可。一般从弱酸电离平衡分解较为简便。

四、结论与启示

在一元弱酸HX与其钠盐NaX混合溶液中存在一元弱酸HX的电离平衡HXH++X-, 一元弱酸HX电离平衡常数表达式为

Ka=c(H+)·c(X-)c(HX),

c(H+)=Ka·c(HX)c(X-)

决定混合溶液酸碱性因素:

①电离常数Ka的大小;②c(HX)c(X-)

比值的大小。

(1) 当c(HX)=c(X-)时,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呈碱性

(2)当Ka 一定时,决定混合溶液酸碱性的因素又在于c(HX)/c(X-)

(收稿日期:2016-10-22)

二、计算顺序与反应顺序相反

对于一些循环反应,叠加反应的总结果是:后发生反应的产物优先生成,先发生反应的产物却由剩余反应物的量来决定。所以,计算产物的顺序与反应顺序相反。

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

℃灼烧至质量不变,求最终残留物中各物质的物质的量。

解析NaHCO3首先受热分解:

2NaHCO3△Na2CO3+CO2↑+H2O

2 mol1 mol1 mol1 mol

实验证明,干燥的CO2与Na2O2不易发生反应,而H2O与Na2O2极易发生反应,所以应是H2O首先发生反应,然后CO2再与生成的NaOH发生反应。

2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑

4NaOH+2CO22Na2CO3+2H2O

2Na2O2+2CO22Na2CO3+O2↑

以上反应叠加的总结果相当于CO2与Na2O2先反应生成Na2CO3,剩余的Na2O2再与H2O反应生成NaOH。

所以,最终生成: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在标准状况下,将CO和CO2混合气体共0.1 mol,充入盛有3.9 g Na2O2的密闭容器中,然后用电火花不断引燃容器内的气体混合物充分反应。若CO2在混合气体中所占的物质的量分数为x,试通过分析和计算,得出x值与剩余气体关系的几种情况。

解析按反应顺序,CO2与Na2O2首先反应,生成的O2再与CO反应生成CO2。CO2循环反应叠加的总结果是

2Na2O2+2CO22Na2CO3+O2↑

2CO+O22CO2

CO+Na2O2Na2CO3

所以,计算顺序与上述反应顺序相反,首先计算CO与Na2O2反应所消耗的CO, 然后再计算CO2与剩余的Na2O2反应生成的O2。

因为n(Na2O2)=3.9 g÷78 g/mol=0.05 mol

所以,当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;

当x=1/2,CO刚好消耗完,

n(CO2)=0.05 mol,n(O2)=0 mol;

当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将烧碱与小苏打组成的混合物分成等量的两份。将第一份充分加热,产生的气体通入过量的澄清石灰水中,得到白色沉淀5.00 g。将第二份溶于水,配成100 mL溶液,取出10 mL用甲基橙作指示剂进行滴定,滴定至终点时耗去1.00 mol/L盐酸20.00 mL。试计算原混合物中烧碱与小苏打质量各为多少。解析加热,NaHCO3首先分解,生成的CO2再与NaOH反应,叠加两反应得总反应方程式为:

2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

2NaOH+CO2Na2CO3+H2O

NaHCO3+NaOHNa2CO3+H2O

所以,计算时首先考虑此反应,然后再考虑剩余的NaHCO3分解。

设每份样品中含NaHCO3和NaOH的物质的量为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

综上所述,事物总是不断变化的,在复杂的矛盾变化中,学会用辩证思维来思考问题,善于抓主要矛盾,才能使学习能力达到一个更高的境界。

(收稿日期:2016-07-15)

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