Question

【題目】(1)已知常溫時，0.1mol/L醋酸在水中有0.1%發(fā)生電離，則該溶液的pH=_____，醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=______。

(2)向冰醋酸中逐滴加水，溶液導電性隨加入水的體積變化如圖所示：

①a、b、c三點溶液中CH3COOH的電離程度由大到小的順序是___。

②a、c兩點對應(yīng)的溶液分別吸收氨氣，若兩溶液最終pH均為7（25℃時），則a點溶液中的c(CH3COO-)_______c點溶液中的c(NH4+)。(填“<”、“>”或“=”)

(3)25℃時，部分物質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表所示：

化學式	CH3COOH	NH3·H2O	H2CO3	HCN
電離平衡常數(shù)	1.7×10-5	1.7×10-5	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11	K=5.0×10-10

請回答下列問題：

①H2CO3的第二級電離平衡常數(shù)的表達式Ka2=_______。

②25℃時，向0.1molL-1的氨水中緩緩通入CO2氣體的過程中(忽略溶液體積的變化)，下列表達式的數(shù)值變小的是___。

A． B． C． D．

③向NaCN溶液中通入少量CO2氣體，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為___。

Answer 1

【答案】4 10-7 c>b>a > AC CN--+CO2+H2O=HCN-+HCO3-

【解析】

(1)依據(jù)弱電解質(zhì)的電離度分析計算pH，計算平衡濃度結(jié)合電離平衡常數(shù)概念計算平衡常數(shù)；

(2)①溶液體積越大，醋酸電離程度越大；

②25℃時，銨鹽溶液pH=7，則溶液中存在c(OH-)=c(H+)，根據(jù)電荷守恒得c(CH3COO-)=c(NH4+)，所以兩點溶液中c(CH3COO-)越大則該點溶液中的c(NH4+)越大；

(3)①根據(jù)弱酸的電離平衡常數(shù)的含義書寫H2CO3的第二級電離平衡常數(shù)的表達式Ka2；

弱酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性越強，其酸根的水解程度越弱；

②25℃時，向0.1 molL-1的氨水中緩緩少量CO2氣體，二者反應(yīng)生成碳酸銨，溶液中存在電荷守恒和物料守恒；

③次氯酸酸性大于碳酸氫根離子，反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸。

(1)已知常溫時，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，依據(jù)電離度=

可知，c(H+)=0.1mol/L×0.1%=1×10-4mol/L，則溶液的pH=-lg(H+)=4；依據(jù)弱電解質(zhì)的電離平衡HAH++A-，Ka=≈1×10-7；

(2)①溶液體積越大，醋酸電離程度越大，根據(jù)圖知，溶液體積：a<b<c，則醋酸電離程度：c>b>a；

②25℃時，銨鹽溶液pH=7，則溶液中存在c(OH-)=c(H+)，根據(jù)電荷守恒得c(CH3COO-)=c(NH4+)，所以兩點溶液中c(CH3COO-)越大則該點溶液中的c(NH4+)越大，由于溶液中c(CH3COO-)：a>c，則c(NH4+)：a>c；

(3)①H2CO3是二元弱酸，其第二步電離平衡為HCO3-H++CO32-，由于電離平衡常數(shù)為電解質(zhì)達到電離平衡時，電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子濃度的乘積與未電離的電解質(zhì)濃度的比，所以其平衡常數(shù)表達式為Ka2=。

②隨著二氧化碳的通入生成的碳酸銨逐漸增多，溶液中c(NH4+)增大，則c(NH3H2O)=0.1-c c(NH4+)減小、溶液中c(HCO3-)增大，則減小，A正確；

B.隨著二氧化碳的通入生成的碳酸銨逐漸增多，溶液堿性減弱，則c(H+)增大、c(OH-)減小，則增大，B錯誤；

C.溫度不變電離平衡常數(shù)不變，隨著二氧化碳的通入，溶液中c(NH4+)增大，=減小，C正確；

D.溫度不變離子積常數(shù)及電離平衡常數(shù)不變，不變，D錯誤；

故合理選項是AC；

③根據(jù)電離平衡常數(shù)可知酸性：HClO>HCO3-，向次氯酸鈉溶液中通入少量二氧化碳，反應(yīng)生成碳酸氫根離子，該反應(yīng)的離子方程式為：CN--+CO2+H2O=HCN-+HCO3-。