Question

16．25℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數(shù)	1.7×10-5mol•L-1	K1=4.4×10-7mol•L-1 K2=5.6×10-11mol•L-1	3.0×10-8 mol•L-1

請回答下列問題：
（1）同濃度的CH₃COO^-、HCO₃^-、CO₃^2-、ClO^-結(jié)合H⁺的能力由強到弱的順序為CO₃^2-＞ClO^-＞HCO₃^-＞CH₃COO^-．
（2）常溫下0.1mol•L^-1的CH₃COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數(shù)據(jù)一定變小的是A（填字母序號，下同）．
A．c（H⁺）                B．$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$         C．c（H⁺）•c（OH^-）
D．$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$                   E． $\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）•c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$
若該溶液升高溫度，上述5種表達式的數(shù)據(jù)增大的是ABCE．
（3）體積為10mL pH=2的醋酸溶液與一元酸HX溶液分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程pH變化如圖：則HX的電離平衡常數(shù)大于（填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的平衡常數(shù)．稀釋后，HX溶液中由水電離出來的c（H+）大于（填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的溶液中由水電離出來的c（H⁺），理由是HX酸性強于CH₃COOH的，稀釋后HX溶液中的c（H⁺）小于CH₃COOH溶液中的c（H⁺），所以其對水電離的抑制能力也較弱．
（4）已知100℃時，水的離子積為1×10^-12，該溫度下測得某溶液pH=7，該溶液顯堿（填“酸”、“堿”或“中”）性．將此溫度下pH=1的H₂SO₄溶液aL與pH=11的NaOH溶液bL混合，若所得混合液pH=2，則a：b=11：9．

Answer 1

分析 （1）酸根離子對應酸的酸的電離平衡常數(shù)越大，則其結(jié)合氫離子能力越弱；
（2）CH₃COOH溶液加水稀釋過程中，醋酸的電離程度增大，氫離子濃度、醋酸根離子濃度減小，但氫氧根離子濃度增大；由于溫度不變，則電離平衡常數(shù)、水的離子積不變；升高溫度后醋酸的電離程度增大，則溶液中氫離子濃度增大、水的離子積增大、電離平衡常數(shù)增大；
（3）由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化程度大，則酸性HX強，電離平衡常數(shù)大；稀釋后，HX電離生成的c（H⁺）小，對水的電離抑制能力小；
（4）100℃時，水的離子積為1×10^-12，c（H⁺）=10^-6mol/L，pH=6，為中性溶液，將此溫度下pH=1的H₂SO₄溶液aL與pH=11的NaOH溶液bL混合，若所得混合液pH=2說明溶液顯酸性，計算剩余氫離子濃度列式計算溶液體積比．

解答 解：（1）平衡常數(shù)越大，則其結(jié)合氫離子能力越弱，由于電離平衡常數(shù)CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCO₃^-＞HClO，則同濃度CH₃COO^-、HCO₃^-、CO₃^2-、ClO^-結(jié)合H⁺的能力由強到弱的順序為：CO₃^2-＞ClO^-＞HCO₃^-＞CH₃COO^-，
故答案為：CO₃^2-＞ClO^-＞HCO₃^-＞CH₃COO^-；
（2）A.0.1mol•L^-1的CH₃COOH溶液加稀釋過程中，溶液中氫離子濃度減小，故A正確；
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，則$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$增大，故B錯誤；
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(shù)，故C錯誤；
D．醋酸稀釋，酸性減弱，c（H⁺）減小，水的離子積不變，則c（OH^-）增大，所以$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$增大，故D錯誤；
E.$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$為醋酸的電離平衡常數(shù)，由于溫度不變，則水的電離平衡常數(shù)不變，故E錯誤；故選A，
若該溶液升高溫度，醋酸、水的電離程度對增大，則溶液中氫離子、氫氧根離子濃度都增大，
A．升高溫度后溶液中氫離子濃度c（H⁺）增大，故A正確；
B．升高溫度后氫離子、氫氧根離子濃度都增大，醋酸的濃度減小，則$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$的比值增大，故B正確；
C．c（H⁺）•c（OH^-）為水的離子積，升高溫度后水的電離程度增大，則水的離子積增大，故C正確；
D．升高溫度后氫氧根離子、氫離子濃度都增大，但氫氧根離子濃度增大的幅度大于氫氧根離子，所以$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$的比值減小，故D錯誤；
E.$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$為醋酸的電離平衡常數(shù)，升高溫度后產(chǎn)生的電離平衡常數(shù)增大，故E正確；故選ABCE，
故答案為：A；ABCE；
（3）根據(jù)圖象分析知道，起始是兩種溶液中c（H⁺）相同，c（較弱酸）＞c（較強酸），稀釋過程中較弱酸的電離程度增大，故在整個稀釋過程中較弱酸的c（H⁺）一直大于較強酸的c（H⁺），稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH₃COOH的大，故HX酸性強，電離平衡常數(shù)大；HX酸性強于CH₃COOH的，稀釋后HX溶液中c（H⁺）小于CH₃COOH溶液中的c（H⁺），所以對水的抑制能力減弱，
故答案為：大于；大于；HX酸性強于CH₃COOH的，稀釋后HX溶液中的c（H⁺）小于CH₃COOH溶液中的c（H⁺），所以其對水電離的抑制能力也較弱．
（4）100℃時，水的離子積為1×10^-12，c（H⁺）=10^-6mol/L，pH=6，為中性溶液，該溫度下測得某溶液pH=7，該溶液顯堿性，將此溫度下pH=1的H₂SO₄溶液aL與pH=11的NaOH溶液bL混合，若所得混合液pH=2說明溶液顯酸性，c（H⁺）=$\frac{0.1mol/L×aL-bL×\frac{1{0}^{-12}}{1{0}^{-11}}}{aL+bL}$=10^-2mol/L，
a：b=11：9，
故答案為：堿； 11：9；

點評 本題考查了弱電解質(zhì)的電離及其影響，題目難度中等，試題知識點較多、綜合性較強，充分考查了學生的分析、理解能力及靈活應用所學知識的能力，明確溫度、濃度等對電離平衡常數(shù)、水的離子積的影響為解答關鍵．