Question

【題目】已知25 ℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表所示,回答下列問題:

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	Ka=1.8×10-5	=4.3×10-7 =5.6×10-11	Ka=3.0×10-8

（1）物質的量濃度均為0.1 mol·L-1的下列四種溶液,pH由小到大排列的順序是__________(用編號填寫)。

a.CH3COONa b.Na2CO3 c.NaClO d.NaHCO3

（2）常溫下,0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液加水稀釋過程中,下列表達式的數據變大的是__________(填字母)。

a. b. c.

d. e.

（3）寫出向次氯酸鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式__________。

（4）25℃時,CH3COOH與CH3COONa的混合溶液,若測得混合液pH=6,則溶液中:c(CH3COO-)-c(Na+)=__________(填準確數值)。

（5）25℃時,將a mol·L-1的醋酸與b mol·L-1氫氧化鈉等體積混合,反應后溶液恰好顯中性,用a、b表示醋酸的電離常數為__________

（6）體積均為100 mL pH=2的CH3COOH與一元酸HX,加水稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示,則HX的電離平衡常數__________(填“>”、”=”或“<”)CH3COOH的電離平衡常數。

Answer 1

【答案】a＜d＜c＜b bd ClO-+CO2+H2O=HCO3-+HClO 9.9×10-7 mol·L-1(或10-6-10-8) 107×b/(ab) >

【解析】

（1）弱酸的電離平衡常數越大，其酸性越強，其酸根的水解程度越弱；

（2）0.1mol/L的CH3COOH溶液加水稀釋過程中，氫離子與醋酸根離子物質的量增大，醋酸分子物質的量減小，濃度減小，酸性減弱，水的離子積常數不變，醋酸的電離平衡常數不變；

（3）向次氯酸鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為ClO－＋CO2＋H2O＝HCO3－＋HClO；

（4）根據溶液中的電荷守恒和物料守恒來計算；

（5）根據電離常數的公式進行計算；

（6）據圖分析，加水稀釋的過程中，HX的pH變化比較快，說明HX的酸性比醋酸強，電離程度：HX＞CH3COOH。

（1）據電離平衡常數可知，酸性由強到弱的順序為：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3-，弱酸的酸性越弱其酸根離子的水解程度越大，溶液堿性越強，所以pH由小到大排列順序是a＜d＜c＜b，故答案為：a＜d＜c＜b。

（2）a.0.1molL﹣1的CH3COOH溶液加稀釋過程中，電離程度增大，氫離子濃度減小，故a錯誤；

b.0.1molL﹣1的CH3COOH溶液加稀釋過程中，微粒濃度減小，同時醋酸的電離向右移動，c（H+）減小的程度小于c（CH3COOH）的減小程度，所以c（H+）/c（CH3COOH）增大，故b正確；

c.Kw=c（H+）c（OH﹣）只受溫度的影響，溫度不變則其值是一個常數，故c錯誤；

d.醋酸稀釋，酸性減弱，c（H+）減小，堿性增強，c（OH﹣）增大，即c（OH﹣）/c（H+）增大，故d正確；

e.該比值表示電離平衡常數，溫度不變，平衡常數不變，故e錯誤。

故答案為：bd。

（3）向次氯酸鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為ClO－＋CO2＋H2O＝HCO3－＋HClO，故答案為：ClO－＋CO2＋H2O＝HCO3－＋HClO。

（4）CH3COOH與CH3COONa的混合溶液中，存在電荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（OH﹣）+c（CH3COO﹣），所以c（CH3COO﹣）﹣c（Na+）=c（H+）﹣c（OH﹣）=10﹣6mol/L﹣10﹣8mol/L=9.9×10﹣7mol/L，故答案為：9.9×10-7 mol·L-1(或10-6-10-8)。

（5）將amolL-1的醋酸溶液與bmolL-1的氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液呈中性，說明醋酸過量，醋酸和氫氧化鈉溶液發(fā)生反應CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O，則溶液中c（CH3COOH）=(ab)/2molL-1，達到電離平衡時，溶液呈中性，氫離子濃度是1×10-7molL-1，c（Na+）=c（CH3COO-）=b/2molL-1，則k=c(CH3COO)×c(H+)/c(CH3COOH)=107×b/(ab)，故答案為：107×b/(ab)。

（6）根據CH3COOH與一元酸HX加水稀釋過程中pH與溶液體積的關系圖可以看出HX酸在稀釋過程中溶液的pH變化比醋酸的大，所以酸性HX強于醋酸，電離程度：HX＞CH3COOH，故答案為：＞。