等浓度NaHCO3溶液与CH3COONa溶液pH的比较

吴正帅+任志斌

NaHCO3溶液中存在多个电离和水解的平衡，是学生综合运用化学平衡的知识来处理水溶液中的离子平衡的极好的载体。已知酸性的强弱顺序为CH3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解规律，教师通常认为等温、等浓度时，pH的大小顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教学中，许多教师对等浓度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH大小的比较的处理是不严谨的。笔者运用化学平衡常数对其进行了计算。

1.NaHCO3溶液pH的计算

NaHCO3溶液中存在下列变化（将H3O+简化为H+）：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

（3）HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

25℃,H2CO3的电离常数Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的离子积常数，Kw=1×10-14。

假设c(NaHCO3)=0.1 mol/L，则c(Na+)=0.1 mol/L, HCO-3发生电离或水解的只占少量，故c(HCO-3)≈0.1 mol/L。

根据H+的来源，NaHCO3溶液中质子守恒式为：

c(H+)+c(H2CO3)=c(CO2-3)+c(OH-)

将Ka1、Ka2及Kw表达式代入质子守恒式变形为：

c(H+)+c(H+)·c(HCO-3)Ka1=Ka2·c(HCO-3)c(H+)+Kwc(H+)

通分：Ka1·c(H+)2+c(HCO-3)·c(H+)2

=Ka1·Ka2·c(HCO-3)+Ka1·Kw

代数计算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的计算

0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液存在下述变化：

（1）CH3COONaNa++CH3COO-

(2)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

(3)H2OH++OH-

CH3COONa溶液中质子守恒式为：

c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)

将Ka，c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH),Kwc(H+)c(OH-)代入质子守恒式：

c(H+)+c(H+)·c(CH3COO-)Ka=Kwc(H+)

通分：

Ka·c(H+)2+c(H+)2·c(CH3COO-)=Ka·Kw

代数计算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.结论

Na2CO3溶液的pH最大是没有疑问的。通过前面的计算可知，0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液的pH=8.34,0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液的pH=8.88,因此等浓度的Na2CO3溶液、NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH的大小顺序应为Na2CO3>CH3COONa>NaHCO3。

4.分析与讨论

NaHCO3溶液中存在下列变化：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

(3)HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

在NaHCO3溶液中各离子浓度的大小是由各平衡的平衡常数所共同制约的。在同一体系中各平衡中存在的相同微粒的浓度是相同的，即（2）式和（4）式中的H+的浓度是相同的，（3）式和（4）式中的OH-的浓度是相同的。故H+和CO2-3是不能通过出处来比较浓度大小的。随着（2）式电离出的H+不断增多，（3）式水解出的OH-不断增多，使得（4）式的平衡向左移动，从而使溶液中H+和OH-浓度减小，CO2-3的浓度变大。也就是说，HCO-3的电离和水解是相互促进的，使得等浓度的NaHCO3溶液的pH小于CH3COONa溶液。只考虑HCO-3的水解，而忽视其电离必然导致不可靠的结论。

中学阶段，在进行离子浓度的排序以及等浓度盐溶液的酸碱性的排序时不要求通过计算来分析，因此，在教学中应有意识地回避这类问题，而对于学有余力的学生可以引导他们进行计算来得到结论，这样既可以使他们对于化学平衡以及化学平衡常数的认识大为提升，又培养了其从定性到定量，从微观到宏观的化学思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)

NaHCO3溶液中存在多个电离和水解的平衡，是学生综合运用化学平衡的知识来处理水溶液中的离子平衡的极好的载体。已知酸性的强弱顺序为CH3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解规律，教师通常认为等温、等浓度时，pH的大小顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教学中，许多教师对等浓度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH大小的比较的处理是不严谨的。笔者运用化学平衡常数对其进行了计算。

1.NaHCO3溶液pH的计算

NaHCO3溶液中存在下列变化（将H3O+简化为H+）：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

（3）HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

25℃,H2CO3的电离常数Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的离子积常数，Kw=1×10-14。

假设c(NaHCO3)=0.1 mol/L，则c(Na+)=0.1 mol/L, HCO-3发生电离或水解的只占少量，故c(HCO-3)≈0.1 mol/L。

根据H+的来源，NaHCO3溶液中质子守恒式为：

c(H+)+c(H2CO3)=c(CO2-3)+c(OH-)

将Ka1、Ka2及Kw表达式代入质子守恒式变形为：

c(H+)+c(H+)·c(HCO-3)Ka1=Ka2·c(HCO-3)c(H+)+Kwc(H+)

通分：Ka1·c(H+)2+c(HCO-3)·c(H+)2

=Ka1·Ka2·c(HCO-3)+Ka1·Kw

代数计算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的计算

0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液存在下述变化：

（1）CH3COONaNa++CH3COO-

(2)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

(3)H2OH++OH-

CH3COONa溶液中质子守恒式为：

c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)

将Ka，c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH),Kwc(H+)c(OH-)代入质子守恒式：

c(H+)+c(H+)·c(CH3COO-)Ka=Kwc(H+)

通分：

Ka·c(H+)2+c(H+)2·c(CH3COO-)=Ka·Kw

代数计算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.结论

Na2CO3溶液的pH最大是没有疑问的。通过前面的计算可知，0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液的pH=8.34,0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液的pH=8.88,因此等浓度的Na2CO3溶液、NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH的大小顺序应为Na2CO3>CH3COONa>NaHCO3。

4.分析与讨论

NaHCO3溶液中存在下列变化：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

(3)HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

在NaHCO3溶液中各离子浓度的大小是由各平衡的平衡常数所共同制约的。在同一体系中各平衡中存在的相同微粒的浓度是相同的，即（2）式和（4）式中的H+的浓度是相同的，（3）式和（4）式中的OH-的浓度是相同的。故H+和CO2-3是不能通过出处来比较浓度大小的。随着（2）式电离出的H+不断增多，（3）式水解出的OH-不断增多，使得（4）式的平衡向左移动，从而使溶液中H+和OH-浓度减小，CO2-3的浓度变大。也就是说，HCO-3的电离和水解是相互促进的，使得等浓度的NaHCO3溶液的pH小于CH3COONa溶液。只考虑HCO-3的水解，而忽视其电离必然导致不可靠的结论。

中学阶段，在进行离子浓度的排序以及等浓度盐溶液的酸碱性的排序时不要求通过计算来分析，因此，在教学中应有意识地回避这类问题，而对于学有余力的学生可以引导他们进行计算来得到结论，这样既可以使他们对于化学平衡以及化学平衡常数的认识大为提升，又培养了其从定性到定量，从微观到宏观的化学思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)

NaHCO3溶液中存在多个电离和水解的平衡，是学生综合运用化学平衡的知识来处理水溶液中的离子平衡的极好的载体。已知酸性的强弱顺序为CH3COOH>H2CO3>HCO-3,按照“越弱越水解”的水解规律，教师通常认为等温、等浓度时，pH的大小顺序为Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa。在教学中，许多教师对等浓度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH大小的比较的处理是不严谨的。笔者运用化学平衡常数对其进行了计算。

1.NaHCO3溶液pH的计算

NaHCO3溶液中存在下列变化（将H3O+简化为H+）：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

（3）HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

25℃,H2CO3的电离常数Ka1=4.4×10-7,Ka2=4.7×10-11;H2O的离子积常数，Kw=1×10-14。

假设c(NaHCO3)=0.1 mol/L，则c(Na+)=0.1 mol/L, HCO-3发生电离或水解的只占少量，故c(HCO-3)≈0.1 mol/L。

根据H+的来源，NaHCO3溶液中质子守恒式为：

c(H+)+c(H2CO3)=c(CO2-3)+c(OH-)

将Ka1、Ka2及Kw表达式代入质子守恒式变形为：

c(H+)+c(H+)·c(HCO-3)Ka1=Ka2·c(HCO-3)c(H+)+Kwc(H+)

通分：Ka1·c(H+)2+c(HCO-3)·c(H+)2

=Ka1·Ka2·c(HCO-3)+Ka1·Kw

代数计算：

c(H+)≈4.55×10-9mol·L-1

pH=8.34

2.CH3COONa溶液的pH的计算

0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液存在下述变化：

（1）CH3COONaNa++CH3COO-

(2)CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-

(3)H2OH++OH-

CH3COONa溶液中质子守恒式为：

c(H+)+c(CH3COOH)=c(OH-)

将Ka，c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH),Kwc(H+)c(OH-)代入质子守恒式：

c(H+)+c(H+)·c(CH3COO-)Ka=Kwc(H+)

通分：

Ka·c(H+)2+c(H+)2·c(CH3COO-)=Ka·Kw

代数计算：c(H+)=1.32×10-9mol·L-1

pH=8.88

3.结论

Na2CO3溶液的pH最大是没有疑问的。通过前面的计算可知，0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液的pH=8.34,0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液的pH=8.88,因此等浓度的Na2CO3溶液、NaHCO3溶液和CH3COONa溶液的pH的大小顺序应为Na2CO3>CH3COONa>NaHCO3。

4.分析与讨论

NaHCO3溶液中存在下列变化：

（1）NaHCO3Na++HCO-3

(2)HCO-3H++CO2-3

(3)HCO-3+H2OH2CO3+OH-

(4)H2OH++OH-

在NaHCO3溶液中各离子浓度的大小是由各平衡的平衡常数所共同制约的。在同一体系中各平衡中存在的相同微粒的浓度是相同的，即（2）式和（4）式中的H+的浓度是相同的，（3）式和（4）式中的OH-的浓度是相同的。故H+和CO2-3是不能通过出处来比较浓度大小的。随着（2）式电离出的H+不断增多，（3）式水解出的OH-不断增多，使得（4）式的平衡向左移动，从而使溶液中H+和OH-浓度减小，CO2-3的浓度变大。也就是说，HCO-3的电离和水解是相互促进的，使得等浓度的NaHCO3溶液的pH小于CH3COONa溶液。只考虑HCO-3的水解，而忽视其电离必然导致不可靠的结论。

中学阶段，在进行离子浓度的排序以及等浓度盐溶液的酸碱性的排序时不要求通过计算来分析，因此，在教学中应有意识地回避这类问题，而对于学有余力的学生可以引导他们进行计算来得到结论，这样既可以使他们对于化学平衡以及化学平衡常数的认识大为提升，又培养了其从定性到定量，从微观到宏观的化学思想方法。

(收稿日期：2013-11-12)