Question

【題目】25℃時，電離平衡常數：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	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）物質的量濃度為0.1mol/L的下列四種物質：a．Na2CO3，b．NaClO，c．CH3COONa d．NaHCO3；pH由大到小的順序是： ；（填編號）

（2）常溫下0.1mol/L的CH3COOH溶液加水稀釋過程，下列表達式的數據一定變小的是： ；

A．c(H+) B．c(H+)/c(CH3COOH) C．c(H+)c(OH﹣) D．c (OH﹣)/ c(H+)

（3）體積為10mLpH=2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程pH變化如圖．

則HX的電離平衡常數 （填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的平衡常數；理由是 ，

稀釋后，HX溶液中水電離出來的c(H+) 醋酸溶液水電離出來c（H+）（填“大于”、“等于”或“小于”）

（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）．

Answer 1

【答案】（1）a＞b＞d＞c；（2）A；

（3）大于；HX的pH變化程度大，則酸性HX強，電離平衡常數大；大于；稀釋后，HX電離生成的c（H+）小，對水的電離抑制能力小；

（4）9.9×10﹣7mol/L。

【解析】

試題分析：（1）由電離平衡常數判斷酸性的強弱，電離平衡常數越大，酸溶液的酸性越強，其對應鹽的水解程度越小，溶液的pH就越小；由于電離平衡常數CH3COOH> H2CO3>HClO>HCO3-，所以等濃度的鹽溶液的pH由大到小的順序是Na2CO3>NaClO>NaHCO3>CH3COONa ，順序代號是a＞b＞d＞c；（2）CH3COOH溶液中存在電離平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，加水稀釋過程，促進電離。A．CH3COOH溶液加水稀釋過程，促進電離，c(H+)/減小，正確；B．加水稀釋使電離平衡正向移動，c(H+)減小，c(CH3COOH)也減小，但是平衡正向移動使c(H+)略有增加，c(CH3COOH)進一步減小，所以c(H+)/c(CH3COOH)增大，錯誤；C．加水稀釋c(H+)減小，由于溫度不變所以水的離子積是常數， c(OH﹣)增大，但是Kw =c(H+)·c(OH﹣)不變，錯誤；D．在醋酸溶液稀釋過程中，促進了醋酸的電離，c(H+)減小，c(OH﹣)增大，則c(OH﹣)/ c(H+)變大，錯誤；故表達式的數據一定變小c(H+)，選項A正確；（3）由圖可知，稀釋相同的倍數，HX的pH變化程度大，則說明酸性HX強，電離平衡常數大；稀釋后，HX電離生成的c(H+)小，對水的電離抑制能力小，醋酸的酸性弱，電離產生的H+的濃度比HX大，電離產生的氫離子的濃度越大，水電離平衡的抑制作用就越強，由于稀釋后溶液中氫離子的濃度：CH3COOH>HX，所以HX溶液中水電離出來的c(H+)大；（4）25℃時，混合液pH=6，c(H+)=1.0×10﹣6mol/L，則由Kw可知，c(OH﹣)=1.0×10﹣8mol/L，根據電荷守恒可得：c(Na+)+c(H+)= c(CH3COO﹣)+ c(OH﹣),所以c(CH3COO﹣)﹣c(Na+)= c(H+)﹣c(OH﹣)= 1.0×10﹣6mol/L -1.0×10﹣8mol/L =9.9×10﹣7mol/L。