Question

已知25℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表所示：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	Ka＝1.8×10－5	Kal＝4.3×10－7	Ka2＝5.6×10－11	Ka＝3.0×10－8

 

回答下列問題：

（1）物質的量濃度均為0.1mol·L－1的四種溶液；a．CH3COONa    b．Na2CO3       c．NaClO   d．NaHCO3

pH由小到大排列的順序是_______________(用編號填寫)。

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

A．c(H＋ )

B．c(H＋)/c(CH3COOH)

C．c(H＋)·c(OH－)

D．c(OH－)/c(H＋)

E．c(H＋)·c(CH3COO－)/c(CH3COOH)

（3）體積均為100mL 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下圖所示，則同溫度時HX的電離平衡常數_ ____(填“大于”、“小于”或“等于”)CH3COOH的電離平衡常數，理由是_____________________。

（4）25℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得pH＝6，則溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝       mol·L－1(填精確值)。

（5）標準狀況下，將1.12L CO2通入100mL 0.75mol·L－1的NaOH溶液中，則溶液中離子的濃度由大到小的順序

 

Answer 1

（1）a<d<c<b　（1分）

（2）BD（2分）

（3）大于（1分）　稀釋相同倍數，一元酸HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性較強，電離平衡常數較大　（2分）

（4）9.9×10－7   （2分）

（5） c(Na＋)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+)（2分）

【解析】

試題分析：（1）四種溶液中，只有CH3COOH是酸，顯示酸性，水解程度：CO32﹣＞ClO﹣＞HCO3﹣，水解均顯堿性，水解程度越大，堿性越強，所以堿性順序是：Na2CO3＞NaClO＞NaHCO3，即pH由小到大的排列順序是CH3COOH＜NaHCO3＜NaClO＜Na2CO3，故答案為：adcb；（2）A、0.1mol?L﹣1的CH3COOH溶液加稀釋過程中，電離程度增大，各個微粒濃度減小，故A錯誤；B、0.1mol?L﹣1的CH3COOH溶液加稀釋過程中，各個微粒濃度減小，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，故選BD。（3）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：大于；稀釋相同倍數，一元酸HX的pH變化比醋酸大，故酸性強，電離平衡常數大；（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。（5）標準狀況下，將1.12L CO2是0.05mol,和 0.075mol的NaOH反應后生成碳酸鈉和碳酸氫鈉的混合溶液，兩都都為0.025mol,溶液呈堿性，由于碳酸根的水解生成碳酸氫根的程度較大，則溶液中離子的濃度由大到小的順序c(Na＋)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+)。

考點：本題考查有關弱電解質的電離知識。