Question

（1）一定溫度下，向1L 0.1mol?L^-1 CH₃COOH溶液中加入0.1mol CH₃COONa固體，則醋酸的電離平衡向

逆

（填“正”或“逆”）反應方向移動；溶液中

c(CH3COO-)?c(H+)

c(CH3COOH)

的值

不變

（填“增大”、“減小”或“不變”）．
（2）氨氣的水溶液稱為氨水，其中存在的主要溶質微粒是NH₃?H₂O．已知：
a．常溫下，醋酸和NH₃?H₂O的電離平衡常數均為1.74×10^-5；
b．CH₃COOH+NaHCO₃═CH₃COONa+CO₂↑+H₂O．
則CH₃COONH₄溶液呈

中

性（填“酸”、“堿”或“中”，下同），NH₄HCO₃溶液呈

堿

性，NH₄HCO₃溶液中物質的量濃度最大的離子是

NH₄⁺

（填化學式）．
（3）99℃時，K_w=1.0×10^-12，該溫度下測得0.1mol?L^-1 Na₂A溶液的pH=6．
①H₂A在水溶液中的電離方程式為

H₂A═2H⁺+A^2-

．
②該溫度下，將0.01mol?L^-1 H₂A溶液稀釋到20倍后，溶液的pH=

3

．
③體積相等、pH=1的鹽酸與H₂A溶液分別與足量的Zn反應，產生的氫氣

C

．
A．鹽酸多  B．H₂A多
C．一樣多  D．無法確定
④將0.1mol?L^-1 H₂A溶液與0.2mol?L^-1氨水等體積混合，完全反應后溶液中各離子濃度從大到小的順序為

c（NH₄⁺）＞c（A^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）

．

Answer 1

分析：（1）醋酸是弱電解質，向醋酸溶液中加入含有醋酸根離子的物質抑制醋酸電離，醋酸的電離平衡常數只與溫度有關；
（2）相同溫度下，電離平衡常數相同的弱電解質，其電離程度相等；根據強酸制取弱酸判斷醋酸和碳酸的相對強弱；
（3）99℃時，K_w=1.0×10^-12，該溫度下測得0.1mol?L^-1 Na₂A溶液的pH=6，說明Na₂A是強酸強堿鹽；
①H₂A是強酸完全電離；
②根據稀釋前后溶質的物質的量相等計算；
③酸與足量的鋅反應生成氫氣的量與氫離子的物質的量成正比；
④將0.1mol?L^-1 H₂A溶液與0.2mol?L^-1氨水等體積混合，二者恰好反應生成（NH₄⁺）₂A，（NH₄⁺）₂A是強酸弱堿鹽，其溶液呈酸性，結合電荷守恒確定離子濃度大小．

解答：解：（1）CH₃COOH溶液中存在電離平衡CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，加入CH₃COONa固體，c（CH₃COO^-）增大，平衡左移；CH₃COOH的電離平衡常數K=

c(CH3COO-)．c(H+)

c(CH3COOH)

，溫度不變，電離平衡常數不變，故

c(CH3COO-)．c(H+)

c(CH3COOH)

的值不變，
故答案為：逆；不變；
（2）根據題給信息知，相同條件下，醋酸和一水合氨的電離平衡常數相等，則二者的電離程度相等，醋酸銨中銨根離子和醋酸根離子水解程度相等，所以醋酸銨溶液呈中性；
根據b知，醋酸的酸性大于碳酸，則碳酸氫根離子的水解能力大于銨根離子水解能力，則碳酸氫銨溶液呈堿性；
碳酸氫根離子水解程度大于銨根離子，所以溶液中離子濃度最大的是NH₄⁺，
故答案為：中；堿；NH₄⁺；
（3）99℃時，K_w=1.0×10^-12，該溫度下純水的pH=6，測得0.1mol?L^-1 Na₂A溶液的pH=6，說明Na₂A是強酸強堿鹽，
①H₂A是強酸，在水溶液里完全電離，其電離方程式為H₂A═2H⁺+A^2-，
故答案為：H₂A═2H⁺+A^2-；
②該溫度下，將0.01mol?L^-1 H₂A溶液稀釋到20倍后，溶液中氫離子濃度=0.01mol/L×2÷20=0.001mol/L，
所以pH=3，故答案為：3；　
③酸與足量的鋅反應生成氫氣的量與氫離子的物質的量成正比，體積相等、pH=1的鹽酸與H₂A溶液中氫離子的物質的量相等，所以與足量鋅完全反應時生成的氫氣的量一樣多，故選C；
④將0.1mol?L^-1 H₂A溶液與0.2mol?L^-1氨水等體積混合，二者恰好反應生成（NH₄⁺）₂A，（NH₄⁺）₂A是強酸弱堿鹽，其溶液呈酸性，所以c（H⁺）＞c（OH^-），銨根離子能水解但較微弱，根據電荷守恒得c（H⁺）+c（NH₄⁺）=2c（A^2-）+c（OH^-），所以c（NH₄⁺）＞c（A^2-），水的電離較微弱，所以c（A^2-）＞c（H⁺），則離子濃度大小順序是c（NH₄⁺）＞c（A^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（NH₄⁺）＞c（A^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

點評：本題考查了弱電解質的電離平衡、鹽類水解等知識點，明確弱電解質電離平衡特點及鹽類水解特點是解本題關鍵，易錯點是（3），根據鹽溶液pH確定酸的強弱，再結合電荷守恒來分析解答，難度中等．