弱酸及其盐混合溶液酸碱性探究

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）