Question

17．下表是25℃時四種酸的電離平衡常數(shù)：

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NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-．
（2）25℃時，向0.1mol•L^-1CH₃COOH溶液中滴加NaOH溶液至c（CH₃COOH）：c（CH₃COO^-）=5：9，此時溶液pH=5．
（3）寫出NaA溶液中通少量CO₂的離子方程式A^-+CO₂+H₂O=HA+HCO₃^-．
（4）25℃時，等物質的量濃度的HA、NaA混合溶液中，各離子濃度大小關系為c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），．
（5）已知HNO₂不穩(wěn)定，在稀溶液中也易分解生成NO與NO₂，某同學分別取少量NaCl與NaNO₂與試管中，分別滴加濃醋酸，以此來鑒別失去標簽的NaCl溶液和NaNO₂溶液，該方法可行（填“可行”或“不可行”），理由是NaNO₂+CH₃COOH?CH₃COONa+HNO₂，2HNO₂=H₂O+NO+NO₂，HNO₂不穩(wěn)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．

Answer 1

分析 （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；
（2）根據(jù)醋酸的電離平衡常數(shù)進行計算；
（3）由電離平衡常數(shù)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^-；
（4）25℃時，等物質的量濃度的HA、NaA混合溶液中，HA的K_a=4.9×10^-10，所以NaA的水解Kh=$\frac{1×1{0}^{-14}}{4.9×1{0}^{-10}}$＞K_a，所以水解大于電離，以水解為主溶液呈堿性，由此得出離子濃度的大小；
（5）醋酸微弱電離出氫離子與NO₂^-結合成HNO₂，而HNO₂不穩(wěn)定，在稀溶液中也易分解生成NO與生成紅棕的NO₂，由此分析解答．

解答 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^-+H₂O?HNO₂+OH^-，故答案為：NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-；
（2）醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=1.8×10^-5=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$，已知c（CH₃COOH）：c（CH₃COO^-）=5：9，則c（H⁺）=1.8×10^-5×$\frac{c（C{H}_{3}COOH）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$=1×10^-5mol/L，則該溶液的pH=5，故答案為：5；
（3）由電離平衡常數(shù)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^-，故答案為：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K_a=4.9×10^-10，所以NaA的水解Kh=$\frac{1×1{0}^{-14}}{4.9×1{0}^{-10}}$＞K_a，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⁺），故答案為：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(wěn)定，在稀溶液中也易分解生成NO與生成紅棕的NO₂，故答案為：可行，NaNO₂+CH₃COOH?CH₃COONa+HNO₂，2HNO₂=H₂O+NO+NO₂，HNO₂不穩(wěn)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．

點評 本題考查了弱電解質的電離平衡、電離平衡常數(shù)的有關計算、離子濃度大小比較等知識，題目難度中等，明確弱電解質的電離平衡、鹽的水解原理為解答關鍵，注意明確電離平衡常數(shù)的概念及計算方法，試題培養(yǎng)了學生的分析能力及化學計算能力．