Question

6．按要求回答下列問題：
（1）向CH₃COOH水溶液中加入水，平衡CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-將向正反應方向（填“正反應方向”、“逆反應方向”或“不”）移動，達新平衡狀態(tài)時，溶液中c（CH₃COO^-）與原平衡時相比減�。ㄌ睢霸龃蟆�、“減小”或“不變”），溶液中c（OH^-） 與原平衡時相比增大（填“增大”、“減小”或“不變”）．
（2）K通常表示化學平衡常數，對于反應Cl₂+H₂O?H⁺+Cl^-+HClO其化學平衡常數K的表達式為：K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{l}^{-}）•c（HClO）}{c（C{l}_{2}）}$．
（3）下列說法中正確的是
A．pH=1和pH=2的鹽酸，c（H⁺）之比為1：2
B．某溶液中存在的離子只有Cl^-、OH^-、NH₄⁺、H⁺，該溶液中離子濃度大小關系不可能為c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）
C．0.1mol•L^-1的NaHCO₃溶液中：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c （H₂CO₃）
D．升高溫度，弱電解質的電離常數一定增大
E．某溫度下，相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，pH隨溶液體積V變化的曲線如圖所示．Ⅱ為醋酸稀釋時pH的變化曲線，且a、b兩點水的電離程度：a＜b．

Answer 1

分析 （1）加水稀釋促進酸的電離；溶液中醋酸根離子濃度減小，氫離子濃度減小，根據Kw判斷氫氧根離子濃度；
（2）平衡常數為生成物離子（或分子）濃度系數次冪之積除以反應物離子（或分子）濃度系數次冪之積反應；
（3）A．pH是氫離子濃度的負對數；
B．溶液為HCl和NH₄Cl的混合溶液時，可能存在c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）；
C．HCO₃^-的水解程度大于電離程度；
D．升高溫度促進弱電解質的電離；
E．醋酸為弱酸，存在電離平衡，當加水稀釋時，氫離子濃度減小較慢，以此判斷醋酸稀釋時，pH的變化曲線．

解答 解：（1）加水稀釋促進酸的電離；溶液中醋酸根離子濃度減小，氫離子濃度減小，根據Kw判斷氫氧根離子濃度；
（2）平衡常數為生成物離子（或分子）濃度系數次冪之積除以反應物離子（或分子）濃度系數次冪之積反應，則反應Cl₂+H₂O?H⁺+Clˉ+HClO其化學平衡常數K的表達式為：K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{l}^{-}）•c（HClO）}{c（C{l}_{2}）}$；
故答案為：K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{l}^{-}）•c（HClO）}{c（C{l}_{2}）}$；
（3）A．pH=1和pH=2的鹽酸，氫離子濃度分別為0.1mol/L，0.01mol/L，則氫離子濃度之比1：10，故A錯誤；
B．溶液為等物質的量的HCl和NH₄Cl的混合溶液時，銨根離子水解，濃度減小，所以c（H⁺）＞c（NH₄⁺），則離子濃度大小關系可能存在c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-），故B錯誤；
C．HCO₃^-的水解程度大于電離程度，電離生成CO₃^2-，水解生成H₂CO₃，所以c （H₂CO₃）＞c（CO₃^2-），則0.1mol•L^-1的NaHCO₃溶液中：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c （H₂CO₃）＞c（CO₃^2-），故C錯誤；
D．升高溫度促進弱電解質的電離，則電離常數增大，故D正確；
E．相同溫度下，pH相等的醋酸和鹽酸中，二者c（H⁺）相等，加水稀釋過程中，醋酸電離出H⁺導致醋酸溶液中c（H⁺）大于鹽酸，所以稀釋過程中醋酸pH小于鹽酸，則Ⅱ為醋酸稀釋時pH的變化曲線，酸抑制水電離，酸中氫離子濃度越大其抑制水電離程度越大，所以水電離程度：a＜b，故E正確；
故答案為：DE．

點評 本題考查弱電解質的電離、離子濃度大小比較、電離平衡常數等知識點，明確溶液中溶質及影響電離平衡的因素是解本題關鍵，側重考查學生分析能力，題目難度中等．