Question

7．25℃時，電離平衡常數(shù)：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數(shù)	1.8×10-5	K1　4.3×10-7 K2　5.6×10-11		3.0×10-8

回答下列問題：
（1）下列四種離子結合質子的能力由大到小的順序是a＞b＞d＞c；（填編號）
a．CO₃^2-  b．ClO^-   c．CH₃COO^-    d．HCO₃^-；
（2）下列反應不能發(fā)生的是：cd
a．CO₃^2-+CH₃COOH═CH₃COO^-+CO₂↑+H₂O
b．ClO^-+CH₃COOH═CH₃COO^-+HClO
c．CO₃^2-+HClO═CO₂↑+H₂O+ClO^-
d.2ClO^-+CO₂+H₂O═CO₃^2-+2HClO
（3）用蒸餾水稀釋0.10mol•L^-1的醋酸，則下列各式表示的數(shù)值隨水量的增加而增大的是B
A．$\frac{c（C{H}_{3}COOH）}{c（{H}^{+}）}$          B．$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$
C．$\frac{c（{H}^{+}）}{{K}_{W}}$                D．$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$
（4）體積為10mL pH=2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1 000mL，稀釋過程pH變化 如圖甲，則HX的電離平衡常數(shù)大于（填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的平衡常數(shù)，稀釋后，HX溶液中水電離出來的c（H⁺）大于醋酸溶液中水電離出來的c（H⁺）（填“大于”、“等于”或“小于”）

（5）向20mL硫酸和鹽酸的混合溶液中，逐滴加入0.05mol•L^-1Ba（OH）₂溶液時，生成沉淀的質量變化及由此而引起的溶液的pH的變化如圖乙所示．計算：
①原混合溶液中c（H⁺）=0.3mol/L；c（Cl^-）=0.2mol/L．
②A點的pH=1．
③將0.15mol•L^-1稀硫酸V₁mL與0.1mol•L^-1NaOH溶液V₂mL混合，所得溶液的pH為1，則V₁：V₂=1：1（溶液體積變化忽略不計）．

Answer 1

分析 （1）酸根離子對應的酸的酸性越強，酸根離子結合氫離子的能力越弱；
（2）酸性強弱為CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，強酸能夠制取弱酸，據此對各選項進行判斷；
（3）醋酸是弱電解質，加水稀釋醋酸，促進醋酸電離，則n（CH₃COO^-）、n（H⁺）增大，n（CH₃COOH）減小，但醋酸根離子、氫離子濃度增大的程度小于溶液體積增大的程度，所以c（CH₃COO^-）、c（H⁺）、c（CH₃COOH）都減小，據此分析解答；
（4）加水稀釋促進弱酸電離，pH相同的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的酸酸性強，變化小的酸酸性弱；酸或堿抑制水電離，酸中氫離子或堿中氫氧根離子濃度越大其抑制水電離程度越大；
（5）①根據圖象知，當混合溶液pH=7時，說明酸中氫離子和堿中氫氧根離子的物質的量相等，據此計算氫離子濃度；
當20mL時硫酸和氫氧化鋇恰好反應生成硫酸鋇，據此計算硫酸根離子濃度，結合電荷守恒計算氯離子濃度；
③根據A點溶液中氫離子濃度計算溶液的pH；
③pH=1的混合溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，混合溶液中c（H⁺）=$\frac{0.15×2×{V}_{1}-0.1×{V}_{2}}{{V}_{1}+{V}_{2}}$mol/L，據此計算V₁：V₂．

解答 解：（1）電離平衡常數(shù)越大，越易電離，溶液中離子濃度越大，則酸性強弱為：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，酸根離子對應的酸的酸性越強，酸根離子結合氫離子的能力越弱，則四種離子結合質子的能力由大到小的順序是：CO₃^2-＞ClO^-＞HCO₃^-＞CH₃COO^-，即a＞b＞d＞c，
故答案為：a＞b＞d＞c；
（2）a．CO₃^2-+CH₃COOH═CH₃COO^-+CO₂↑+H₂O：碳酸的酸性小于CH₃COOH，所以CH₃COOH能夠制取碳酸，該反應能夠發(fā)生，故a錯誤；
b．ClO^-+CH₃COOH═CH₃COO^-+HClO：CH₃COOH的酸性大于HClO，CH₃COOH能夠制取HClO，該反應能夠發(fā)生，故b錯誤；
c．CO₃^2-+HClO═CO₂↑+H₂O+ClO^-：HClO的酸性小于碳酸，該反應無法發(fā)生，故c正確；
d.2ClO^-+CO₂+H₂O═CO₃^2-+2HClO：由于酸性H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，則碳酸與次氯酸根離子反應只能生成碳酸氫根離子，不會生成CO₃^2-，該反應不能發(fā)生，故d正確；
故答案為：c、d；
（3）A．加水稀釋醋酸促進醋酸電離，氫離子物質的量增大，醋酸分子的物質的量減小，所以$\frac{c（C{H}_{3}COOH）}{c（{H}^{+}）}$的比值減小，故A錯誤；
B．加水稀釋醋酸促進醋酸電離，醋酸根離子物質的量增大，醋酸分子的物質的量減小，則$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$的比值增大，故B正確；
C．加水稀釋促進醋酸電離，但氫離子濃度減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以$\frac{c（{H}^{+}）}{{K}_{W}}$的比值減小，故C錯誤；
D．加水稀釋醋酸促進醋酸電離，氫離子濃度減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，則氫氧根離子濃度增大，$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$的比值減小，故D錯誤；
故答案為：B；
（4）加水稀釋促進弱酸電離，pH相同的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的酸酸性強，變化小的酸酸性弱；酸或堿抑制水電離，酸中氫離子或堿中氫氧根離子濃度越大其抑制水電離程度越大，
根據圖知，pH相同的醋酸和HX稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化大，則HX的酸性大于醋酸，所以HX的電離平衡常數(shù)大于常數(shù)，稀釋后醋酸中氫離子濃度大于HX，所以醋酸抑制水電離程度大于HX，則HX溶液中水電離出來的c（H⁺）大于醋酸溶液水電離出來c（H⁺），
故答案為：大于；大于；
（5）①由圖象知，當pH=7時，消耗Ba（OH）₂溶液體積為60mL，由于n（H⁺）=n（OH^-），得c（H⁺）=0.05mol/L×0.06L×2÷0.02L=0.3 mol•L^-1；
當加入20mLBa（OH）₂溶液時，硫酸根離子完全反應，根據原子守恒得c（SO₄ ^2-）=c（H₂SP₄）=0.05mol/L×0.02L/0.02L=0.05mol/L，
溶液呈電中性，根據電荷守恒得c（Cl^-）+2c（SO₄ ^2- ）=c（H⁺），c（Cl^-）=c（H⁺）-2c（SO₄ ^2- ）=0.3 mol•L^-1-2×0.05mol/L=0.2 mol•L^-1，
故答案為：0.3mol•L^-1；0.2mol•L^-1；
②A點c（H⁺）=0.3mol/L×0.02L-2×0.05mol/L×0.02L/0.04L=0.1mol/L，所以pH=1，
故答案為：1；
③pH=1的混合溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，混合溶液中c（H⁺）=$\frac{0.15×2×{V}_{1}-0.1×{V}_{2}}{{V}_{1}+{V}_{2}}$mol/L=0.1mol/L，整理可得：V₁：V₂=1：1，
故答案為：1：1．

點評 本題考查酸堿混合溶液定性判斷，為高頻考點，題目難度中等，涉及離子濃度大小比較、pH的簡單計算等知識，試題知識點較多、綜合性較強，充分考查學生分析判斷能力及化學計算能力．