Question

25℃時有甲、乙、丙三種溶液，甲為0.1mol?L^-1NaOH溶液，乙為0.1mol?L^-1HCl溶液，丙為0.1mol?L^-1的CH₃COOH溶液，試回答下列問題：
（1）甲溶液的pH=

 

．
（2）乙溶液中由水電離出的C（H⁺）=

 

mol?L^-1
（3）寫出丙的電離方程式

 

其電離平衡常數(shù)表達(dá)式K_a=

 

（4）向丙中加入乙，會

 

（“抑制”或“促進(jìn)”）丙的電離，C（H⁺）

 

（填“增大”、“減小”或“不變”），丙的電離平衡常數(shù)K_a

 

（填“增大”、“減小”或“不變”）
（5）各取25mL的乙、丙兩溶液，分別用甲中和至PH=7，則消耗的體積大小關(guān)系為V（乙）

 

V（丙）（填“大于”、“小于”或“等于”）

Answer 1

考點：pH的簡單計算,酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）0.1mol?L^-1的NaOH溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，根據(jù)Kw=c（H⁺）?c（OH^-）計算溶液中c（H⁺），再根據(jù)pH=-lgc（H⁺）計算溶液的pH值；
（2）0.1mol/LHCl溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，溶液中氫氧根離子只能由水電離，所以由水電離的氫離子濃度等于溶液中c（OH^-），根據(jù)Kw計算溶液中c（OH^-）；
（3）CH₃COOH是弱電解質(zhì)，在水溶液里部分電離，電離平衡常數(shù)為生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的商；
（4）同濃度的酸，弱酸中加入強(qiáng)酸，完全電離出的相同氫離子，抑制弱酸電離，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)；
（5）當(dāng)V（CH₃COOH）=V（HCl）=25mL時，鹽酸與氫氧化鈉溶液恰好反應(yīng)時生成氯化鈉，溶液顯示中性，乙酸與氫氧化鈉溶液恰好反應(yīng)時生成乙酸鈉，溶液顯示堿性，各取25mL的乙、丙兩溶液，分別用甲中和至PH=7，則乙酸應(yīng)該稍過量．

解答： 解：（1）0.1mol?L^-1的NaOH溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，故溶液中c（H⁺）=

10-14

0.1

mol/L=10^-13mol/L，故該溶液的pH=-log10^-13=13，故答案為：13；
（2）0.1mol/LHCl溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，溶液中氫氧根離子只能由水電離，Kw=c（H⁺）×c（OH^-）=1×10^-14，溶液中c（OH^-）=

1×10-14

0.1

=1×10^-13mol/L，由水電離的氫離子濃度等于溶液中c（OH^-），故溶液中由水電離的氫離子濃度為1×10^-13mol/L，
故答案為：1×10^-13；
（3）CH₃COOH是弱電解質(zhì)，在水溶液里部分電離，電離方程式為：CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-，電離平衡常數(shù)為生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的商，即K_a=

C(H+)×C(CH3COO-)

C(CH3COOH)

，
故答案為：CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-；

C(H+)×C(CH3COO-)

C(CH3COOH)

；
（4）乙為0.1mol?L^-1HCl溶液，為強(qiáng)酸溶液，電離出氫離子，導(dǎo)致溶液中氫離子濃度增大，所以抑制乙酸的電離，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，
故答案為：抑制；增大；不變；
（5）甲為0.1mol?L^-1NaOH溶液，乙為0.1mol?L^-1HCl溶液，丙為0.1mol?L^-1的CH₃COOH溶液，當(dāng)V（CH₃COOH）=V（HCl）=V（NaOH）=25mL時，鹽酸與氫氧化鈉溶液恰好反應(yīng)時生成氯化鈉，溶液顯示中性，乙酸與氫氧化鈉溶液恰好反應(yīng)時生成乙酸鈉，溶液顯示堿性，各取25mL的乙、丙兩溶液，分別用甲中和至PH=7，則乙酸應(yīng)該消耗NaOH體積V（乙）大于V（丙），
故答案為：大于．

點評：本題考查了酸堿混合的定性判斷及溶液pH的計算，題目難度中等，注意掌握酸堿混合的定性判斷方法，明確溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系為解答本題的根據(jù)，還要明確弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽的水解原理的應(yīng)用方法，注意酸溶液中水電離的氫離子濃度等于溶液中c（OH^-）．