曹端喜 王后雄

摘要： 從高中的教學(xué)層次分別以NaHSO3溶液中各種平衡變化關(guān)系及溶液的pH測(cè)定，得出該溶液中各離子濃度。利用溶液中三大守恒關(guān)系進(jìn)行理論計(jì)算，求得NaHSO3溶液中離子濃度大小的關(guān)系為[Na+]>[HSO -3]>[H+]>[SO2-3]>[OH-]，由此證明了該結(jié)論在一般情況下的正確性。

關(guān)鍵詞： 溶液中的離子濃度； 亞硫酸氫鈉溶液； 化學(xué)教學(xué)

文章編號(hào)： 1005-6629（2018）7-0095-03 中圖分類號(hào)： G633.8 文獻(xiàn)標(biāo)識(shí)碼： B

1 問(wèn)題的由來(lái)

NaHSO3屬于多元弱酸的酸式鹽，在溶液中存在的各種平衡具有一定的代表性，包括了易溶鹽的電離、弱酸的電離平衡、水的電離平衡以及弱酸陰離子的水解平衡的多種變化。通過(guò)多方位、多角度地對(duì)該溶液中離子濃度的大小關(guān)系進(jìn)行計(jì)算分析，從而對(duì)鹽溶液中的各種變化情況有更加直觀和深刻的認(rèn)識(shí)。

2 分析角度

2.1 理論分析

理論分析是新課中的主要教學(xué)方法，適合大部分鹽溶液中的離子濃度大小比較。首先要梳理溶液中存在哪些電離和水解過(guò)程，然后清楚溶液中存在哪些離子，最后根據(jù)各過(guò)程的相對(duì)程度大小綜合判斷出它們的濃度大小關(guān)系，大致思路如圖1所示。

圖1 鹽溶液中存在的離子及濃度大小大致關(guān)系

在NaHSO3固體投入水中之前，純水中只存在極其微弱的水的電離過(guò)程，顯中性。投入NaHSO3固體后，NaHSO3固體溶于水，在水的作用下，離子鍵斷裂，完全電離出Na+和HSO -3，然后HSO -3會(huì)結(jié)合水電離出的一部分H+形成H2SO3發(fā)生水解，從而促進(jìn)了水的電離，但程度微弱，同時(shí)，HSO -3也會(huì)發(fā)生微弱的電離，產(chǎn)生H+和SO2-3，抑制水的電離，但由于HSO -3的電離常數(shù)Ka=6.3×10-8大于其水解常數(shù)Kh=7.7×10-13，所以NaHSO3溶液顯酸性[1]。且水的電離最終還是受到抑制。綜上，各反應(yīng)的離子方程式如下：

NaHSO3Na++HSO -3（完全電離，產(chǎn)生的離子的濃度大量）

HSO -3+H2OH2SO3+OH-（微弱水解，產(chǎn)生的離子的濃度微量）

HSO -3H++SO2-3（微弱電離，產(chǎn)生的離子的濃度微量，但比水解產(chǎn)生的多）

H2OH++OH-（水的電離最終受到抑制，自身電離產(chǎn)生的離子濃度最少）

溶液中存在的離子種類有： Na+、 HSO -3、 SO2-3、 OH-、 H+。

所以按照離子濃度出來(lái)的相對(duì)程度，可以得出： [Na+]>[HSO -3]>[H+]>[SO2-3]>[OH-]。

很多學(xué)生對(duì)于[H+]高于[SO2-3]可以理解，因?yàn)樗蔡峁┝宋⑷醯腍+，但對(duì)于[SO2-3]高于[OH-]提出了質(zhì)疑，雖然HSO -3的水解小于電離過(guò)程，HSO -3電離出的[SO2-3]比水解產(chǎn)生的[OH-]多一點(diǎn)，但水也提供了微弱的OH-，最終[SO2-3]就不一定還高于[OH-]。對(duì)于該問(wèn)題的解答大部分教師會(huì)告訴學(xué)生水提供的[OH-]非常少，最終影響不到[SO2-3]高于[OH-]這個(gè)結(jié)論，理論上的解釋確實(shí)是這樣，但如果能有實(shí)際數(shù)據(jù)表示出來(lái)，相信會(huì)令學(xué)生更加信服和印象深刻。

2.2 pH測(cè)定

理論分析方法比較全面地分析了NaHSO3溶液中的各種變化情況，有助于學(xué)生更加牢固地掌握溶液中的電離和水解的理論知識(shí)且鍛煉了思維。但在新課中，如果過(guò)多地利用該方法講解分析，由于過(guò)程復(fù)雜和抽象，會(huì)使得學(xué)生一時(shí)難以消化和理解，不能形成較為直觀的感受。

通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)得鹽溶液的pH的分析方法是理論分析法的一種重要輔佐手段，能幫助學(xué)生對(duì)溶液中的離子濃度的大小關(guān)系形成比較直觀的認(rèn)識(shí)，在課堂中利用pH試紙粗略地測(cè)定某溶液的pH，操作簡(jiǎn)單且易引起學(xué)生的興趣。

比如我們可以很快測(cè)得常溫下0.1mol/L NaHSO3溶液pH≈5，在上述理論分析的基礎(chǔ)上，經(jīng)過(guò)計(jì)算可得：

[Na+]=0.1mol/L， [H+]=10-5mol/L， [OH-]=10-9mol/L（根據(jù)水在常溫下的離子積折算而來(lái)）；

[HSO -3]=[0.1-10-5-10-9]mol/L≈0.1mol/L（將水解和電離損失的減掉即可），比0.1mol/L略??；

[SO2-3]≈（10-5-10-9）≈10-5mol/L，比[H+]略?。▽⑺峁┑腍+減掉即可），但明顯比[OH-]大；

所以不難得出： [Na+]>[HSO -3]>[H+]>[SO2-3]>[OH-]。

從這個(gè)計(jì)算結(jié)果我們不難發(fā)現(xiàn)，NaHSO3溶液中鹽本身電離出的離子才是溶液中的主要離子，HSO -3發(fā)生水解和弱電離的過(guò)程都很微弱，損失很少。直接由鹽電離出的離子濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)高于水解和弱電離產(chǎn)生的離子濃度{如[H+]和[SO2-3]}，水雖然也電離出了OH-，但濃度非常小，不足以影響[SO2-3]高于[OH-]的關(guān)系。通過(guò)這個(gè)簡(jiǎn)單的計(jì)算過(guò)程，對(duì)于后面微量離子濃度大小關(guān)系比較中起到重要作用，同時(shí)也從側(cè)面證明了理論分析過(guò)程的正確性。另外，我們雖然測(cè)定的是0.1mol/L NaHSO3溶液的pH，但只要保證NaHSO3溶液的濃度在1.6×10-7mol/L以上（該濃度是通過(guò)計(jì)算得來(lái)，后面有提及），該結(jié)論都正確。

2.3 計(jì)算分析

有時(shí)候身邊或?qū)嶒?yàn)室可能臨時(shí)缺少相應(yīng)的試劑和儀器，難以得到我們想要的某溶液的pH，雖然可以上網(wǎng)搜索結(jié)果，但我們何不嘗試親自計(jì)算一下pH，這也是教師應(yīng)有的教學(xué)鉆研精神，且通過(guò)計(jì)算獲得數(shù)據(jù)應(yīng)該比用pH試紙測(cè)定的結(jié)果更準(zhǔn)確。雖然計(jì)算過(guò)程不需要學(xué)生掌握，但基本可以看懂，同時(shí)也會(huì)引起學(xué)有余力的學(xué)生的學(xué)習(xí)興趣。利用計(jì)算結(jié)果再來(lái)分析離子濃度大小同樣具有說(shuō)服力。

如在常溫下0.1mol/L NaHSO3溶液中，設(shè)HSO -3的起始總濃度為c， c=0.1mol/L， Ka1和Ka2分別為H2SO3的第一步和第二步電離常數(shù)。根據(jù)NaHSO3溶液中的質(zhì)子守恒式有[2]：

[H+]+[H2SO3]=[SO2-3]+[OH-]①式

由HSO -3+H2OH2SO3+OH-，可得：

KwKa1=[OH-][H2SO3][HSO -3]， [H2SO3]=Kw[HSO -3]Ka1[OH-]=[H+][HSO -3]Ka1②式

由HSO -3H++SO2-3，可得：

Ka2=[H+][SO2-3][HSO-3]， [SO2-3]=Ka2[HSO -3][H+]③式

將②③式代入①式可得：

[H+]+[H+][HSO -3]Ka1=[HSO -3]Ka2[H+]+[OH-]

經(jīng)整理可得：

[H+]=Ka1{[HSO -3]Ka2+Kw}[HSO -3]+Ka1

對(duì)于HSO -3，其進(jìn)一步作酸式電離和堿式水解的趨勢(shì)都比較?。碖a1和Kh都很小），且不考慮溶液中離子強(qiáng)度的影響[3]，因此[HSO -3]≈c，所以有：

[H+]=Ka1（cKa2+Kw）c+Ka1

將c=0.1mol/L， Kw=1.0×10-14，常溫下，H2SO3的Ka1=1.3×10-2， Ka2=6.3×10-8代入上式，可得：

[H+]≈2.7×10-5mol/L， pH=-lg[H+]≈4.6

后面的分析過(guò)程和結(jié)果與前面用pH分析一樣，不再贅述。

3 特別補(bǔ)充

以上幾種分析方法所得到的結(jié)果是一致的，pH分析和計(jì)算分析都是作為理論分析的輔助手段，有助于學(xué)生從更加直觀的角度去理解最終結(jié)果。但教師需要對(duì)以上的分析方法和結(jié)果作出兩點(diǎn)說(shuō)明： 一是溶液中的任何一個(gè)平衡中的離子濃度都應(yīng)該是總濃度[4]，而不能簡(jiǎn)單拆分，上述講水的電離分成兩部分來(lái)考慮純粹是為了討論問(wèn)題方便，當(dāng)然不影響結(jié)果；二是實(shí)際上最終[SO2-3]是否就一定大于[OH-]，其實(shí)不一定，還與NaHSO3溶液溶質(zhì)本身的濃度有關(guān)，下面給出簡(jiǎn)單推導(dǎo)過(guò)程。

HSO -3在溶液中可水解成H2SO3，雖然程度非常小，但依然有[5， 6]，那么H2SO3自然也會(huì)有自己的電離過(guò)程，并且參與其電離平衡的離子也應(yīng)該是溶液中的總離子濃度，所以根據(jù)H2SO3的第二步電離，常溫下有：

HSO -3SO2-3+H+

Ka2=[H+][SO2-3][HSO -3]=6.3×10-8

（1） 設(shè)[SO2-3]=[OH-]，則[SO2-3]=Kw[H+]， [SO2-3][H+]=Kw，代入上式可得：

[HSO -3]=KwKa2≈1.6×10-7mol/L， [NaHSO3]

≈[HSO -3]=1.6×10-7mol/L。

（2） 設(shè)[SO2-3]>[OH-]，同上可得出： [NaHSO3]>1.6×10-7mol/L。

（3） 設(shè)[SO2-3]<[OH-]，同上可得出： [NaHSO3]<1.6×10-7mol/L。

所以只有當(dāng)NaHSO3溶液特別稀，低于1.6×10-7mol/L時(shí)，水的電離才起到明顯影響，導(dǎo)致[SO2-3]<[OH-]，但一般情況下，NaHSO3溶液的濃度都高于1.6×10-7mol/L，所以上述結(jié)果的得出符合實(shí)際情況。

4 結(jié)論與反思

對(duì)于溶液中離子濃度的大小比較的方法和角度當(dāng)然還有很多，本文只是拋磚引玉。在新課中主要還是理論分析為主，掌握原理才是掌握了本質(zhì)問(wèn)題；另外pH分析的方法在新課中也是可以起到很好的輔助作用，對(duì)于后面的微量分析可以給出具體的數(shù)量級(jí)差，使學(xué)生可以化抽象為具體，能更快理解，掌握得更為透徹；理論計(jì)算適合在復(fù)習(xí)課講，尤其是高三二輪復(fù)習(xí)時(shí)可以讓學(xué)生一睹為快，加深印象和理解，計(jì)算過(guò)程雖然不要求掌握，但簡(jiǎn)單的電離常數(shù)與水解常數(shù)之間的轉(zhuǎn)換還是要求學(xué)生能熟練運(yùn)用[7]。pH分析和計(jì)算都是作為理論分析的輔助，不能以此增加學(xué)生的負(fù)擔(dān)，可作為一個(gè)結(jié)果呈現(xiàn)給學(xué)生，使這類問(wèn)題清晰化、直觀化。

教師教給學(xué)生對(duì)問(wèn)題的處理原則應(yīng)該是能簡(jiǎn)單盡量不復(fù)雜，能直觀盡量不抽象。教學(xué)研究是一門藝術(shù)，永無(wú)止境，只有站在更高角度去審視教學(xué)中的難點(diǎn)，才能有比較全面的認(rèn)識(shí)，給學(xué)生帶來(lái)更加清晰直觀的思路。學(xué)生突破了難點(diǎn)，才是教師最大的收獲。

參考文獻(xiàn)：

[1]華中師范大學(xué)， 東北師范大學(xué)， 陜西師范大學(xué)， 北京師范大學(xué). 分析化學(xué)（上冊(cè)）（第3版）[M]. 北京： 高等教育出版社， 2001： 104～105， 113～114.

[2]武漢大學(xué)主編. 分析化學(xué)（上冊(cè)）（第6版）[M]. 北京： 高等教育出版社， 2016： 126～127.

[3]華彤文， 陳景祖等. 普通化學(xué)原理（第3版）[M]. 北京： 北京大學(xué)出版社， 2005： 168～169.

[4]宋心琦主編. 普通高中課程實(shí)驗(yàn)教科書·化學(xué)反應(yīng)原理（第3版）[M]. 北京： 人民教育出版社， 2007： 58.

[5]陳越峰，吳文中. 微觀表征碳酸氫鈉溶液中的離子行為[J]. 中學(xué)化學(xué)教學(xué)參考， 2017， （6）： 42～45.

[6]伍強(qiáng). 碳酸氫鈉溶液中微粒濃度大小的研究[J]. 化學(xué)教育， 2016， （9）： 70～72.

[7]吳文中. 二元弱酸強(qiáng)堿酸式鹽在水中的離子行為[J]. 中學(xué)化學(xué)教學(xué)參考， 2015， （7）： 50.