杨 华
（成都市第三十六中学校 四川 成都 610083）
【摘要】: 普通高中课程标准实验教科书《化学反应原理》( 选修4·人教版) 58页练习“弱酸弱碱盐溶液根据其组成的不同，可能呈中性，也可能呈酸性或碱性。试根据上诉水解常数与电离常数的关系，推论弱酸弱碱盐溶液的酸碱性与电离常数的关系”。
【关键词】化学原理 酸碱性
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，Ka(或Kb)越大，Kh就越小。也就是说弱酸弱碱盐溶液酸碱性取决于弱酸根离子和弱碱金属阳离子水解程度的相对大小，而它们水解程度的大小取决于弱酸和弱碱电离程度的相对大小，Ka与Kb的相对大小就决定了Kh的大小，即“双‘弱’由k定”。
若弱酸（或弱碱）的电离程度和对应离子水解程度相等，则盐溶液显中性，即当Kh=ka（或Kb）时盐溶液为中性。由Ka×Kh（或Kb×Kh）=Kw，得Kh2=Ka2（或Kb2）=Kw，也就是说Kh=Ka（或Kb）=Kw1/2时盐溶液呈中性；进而可知当Ka（或Kb）﹥Kw1/2时，Kh﹤Kw1/2，弱酸（或弱碱）的电离程度大于对应离子的水解程度，盐溶液显酸性（或碱性）；当Ka（或Kb）﹤Kw1/2时，Kh﹥Kw1/2，弱酸（或弱碱）的电离程度小于对应离子的水解程度，盐溶液显碱性（或酸性）。也就是说我们可以用电离常数Ka（或Kb）与Kw1/2的相对大小判断弱酸弱碱盐溶液的酸碱性。
如常温下碳酸铵溶液，CO32-+H2O?HCO3-+OH-使溶液显碱性，NH4+ + H2O?NH3?H2O + H+使溶液显酸性。由于ka2(H2CO3) =4.7×10-11﹤Kw1/2(常温)=1×10-7mol/L，Kb(NH3?H2O)=1.75×10-5﹥Kw1/2(常温)=1×10-7mol/L，即ka2(H2CO3)﹤Kb(NH3?H2O),Kh(CO32-)﹥Kh(NH4+),所以碳酸铵溶液显碱性。又如常温下醋酸铵溶液中存在水解平衡CH3COO- + H2O ? CH3COOH + OH-使溶液显碱性和NH4+ + H2O ?NH3?H2O + H+使溶液显酸性。由Ka(CH3COOH)=1.75×10-5=Kb(NH3?H2O)=1.75×10-5﹥Kw1/2(常温)=1×10-7mol/L得Kh(CH3COO-)=Kh(NH4+)﹤Kw1/2(常温)=1×10-7mol/L，所以醋酸铵溶液呈中性。
用Ka（或Kb ）与Kw1/2的相对大小也可以判断弱酸酸式盐溶液的酸碱性。如NaHS溶液中，存在HS-?H+ + S2-电离平衡使溶液显酸性和HS- +H2O?H2S+OH-水解平衡使溶液碱性，NaHS溶液酸碱性取决于HS-电离程度和水解程度的相对大小。由于Ka2（H2S）=7.1× 10- 15﹤Kw1/2(常温)=1×10-7mol/L，所以HS-的电离程度小于水解程度，故NaHS溶液应显弱碱性。
同理用Ka（或Kb）与Kw1/2的相对大小还可以判断弱酸及其强碱盐混合溶液的酸碱性。如常温下，用0.01mol?L-1的NaOH溶液滴定20mL同浓度的HA溶液，滴定曲线如图所示，试判断溶液的酸碱性和粒子浓度大小关系。
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从上图可知，②点溶液中溶质为等物质的量浓度的NaA和HA，该混合溶液中c（HA）≈c（A-），Ka（HA）
=≈c（H+）=10-9～10-10﹤Kw1/2(常温)=1×10-7mol/L，则Kh﹥Kw1/2(常温)=1×10-7mol/L，即HA的电离程度小于A-的水解程度，故溶液呈碱性，溶液中粒子浓度大小关系：c(HA)﹥c(Na+)﹥c(A-)﹥c(OH-)﹥c(H+)。
作者简介：杨华，男，1969年8月生，汉族，大学本科学历，四川简阳，中小学高级教师，主要研究课堂教学和教材。