Question

【題目】表是25℃時四種酸的電離平衡常數：

化學式	CH3COOH	HA	HNO2	H2CO3
Ka	Ka=1.8×10﹣5	Ka=4.9×10﹣10	Ka=4.6×10﹣4	Ka1 =4.1×10﹣7 Ka2 =5.6×10﹣11

（1）用離子方程式表示NaNO2溶液呈堿性的原因
（2）25℃時，向向0.1molL﹣1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c（CH3COOH）：c（CH3COO﹣）=5：9，此時溶液pH=
（3）寫出NaA溶液中通少量CO2的離子方程式
（4）25℃時，等物質的量濃度的HA、NaA混合溶液呈堿性，溶液中各離子濃度的大小順序為
（5）已知HNO2不穩定，在稀溶液中也易分解生成NO與NO2 ， 某同學分別取少量NaCl溶液與NaNO2溶液于試管中，分別滴加濃醋酸，以此來鑒別失去標簽的NaCl溶液和NaNO2溶液，該方法（填“可行”或“不可行”），理由是
（6）已知NaHCO3溶液中存在HCO3H++CO32﹣ ， 加水稀釋時溶液中的c（H+）將（填“增大”或“減小”）

Answer 1

【答案】
（1）NO2﹣+H2O?HNO2+OH-
（2）5
（3）A﹣+CO2+H2O=HA+HCO3﹣
（4）c（Na+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
（5）可行； NaNO2+CH3COOH?CH3COONa+HNO2,2HNO2=H2O+NO+NO2,HNO2不穩定會分解,使平衡不斷朝生成亞硝酸的方向移動,可觀察到有紅棕色氣體產生,故此方法可行
（6）增大
【解析】解：（1）用離子方程式表示NaNO2溶液是強堿弱酸鹽，水解溶液呈堿性，方程式為：NO2﹣+H2OHNO2+OH﹣，所以答案是：NO2﹣+H2OHNO2+OH﹣；（2）醋酸的電離平衡常數Ka=1.8×10﹣5= ，已知c（CH3COOH）：c（CH3COO﹣）=5：9，則c（H+）=1.8×10﹣5× =1×10﹣5mol/L，則該溶液的pH=5，所以答案是：5；（3）由電離平衡常數可知，酸性H2CO3＞HA＞HCO3﹣，所以NaA溶液中通少量CO2的離子方程式為：A﹣+CO2+H2O=HA+HCO3﹣，

所以答案是：A﹣+CO2+H2O=HA+HCO3﹣；（4）25℃時，等物質的量濃度的HA、NaA混合溶液中，HA的Ka=4.9×10﹣10，所以NaA的水解Kh= ＞Ka，所以水解大于電離，以水解為主溶液呈堿性，所以離子濃度大小為：c（Na+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+），所以答案是：c（Na+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）；（5）醋酸微弱電離出氫離子與NO2﹣結合成HNO2，而HNO2不穩定，在稀溶液中也易分解生成NO與生成紅棕的NO2，

所以答案是：可行，NaNO2+CH3COOHCH3COONa+HNO2，2HNO2=H2O+NO+NO2，HNO2不穩定會分解，使平衡不斷朝生成亞硝酸的方向移動，可觀察到有紅棕色氣體產生，故此方法可行；（6）NaHCO3溶液中HCO3的水解程度大于電離程度，溶液顯堿性，加水稀釋時溶液堿性減弱，氫離子濃度增大，所以答案是：增大．

【考點精析】解答此題的關鍵在于理解弱電解質在水溶液中的電離平衡的相關知識，掌握當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態；電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征．條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理．