Question

已知常見的弱酸在25℃時的電離平衡常數(shù)為：

酸	Ka1	Ka2
H2C2O4	5.9×10-2	6.4×10-5
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11
H2SO3	1.3×10-2	5.6×10-8
HClO	4.7×10-10
CH3COOH	1.6×10-5

（1）等濃度的CH₃COOH、H₂SO₃、HClO三種溶液，pH由大到小的順序為：

 

．
（2）飽和氯水與石灰石的反應是制取較濃的HClO溶液的方法之一，在飽和氯水中加入以下物質中的

 

（填序號）也可以獲得較濃的HClO溶液．
a．Na₂CO₃ b．NaHCO₃ c．Na₂SO₃    d．NaOH
（3）草酸（H₂C₂O₄）溶液與少量Na₂CO₃溶液混合反應的離子方程式為：

 

．
（4）若某醋酸溶液中醋酸的起始濃度為0.010mol/L，平衡時C（H⁺）=

 

 mol/L．
（提示：醋酸的電離程度很小，平衡時c（CH₃COOH）可近似認為等于起始濃度）
（5）將濃度為0.1mol/L的H₂SO₄溶液與0.1mol/L的NaOH溶液按一定的體積比混合后，所得混合溶液的pH為2，則H₂SO₄與NaOH的體積比為

 

，此時溶液中所有離子的濃度大小順序為：

 

．

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,離子濃度大小的比較

專題：

分析：（1）同一溫度下，酸的電離常數(shù)越大其酸性越強，根據(jù)酸的電離常數(shù)確定酸性強弱；
（2）根據(jù)影響平衡的因素分析；
（3）根據(jù)酸性強弱判斷反應及反應產(chǎn)物；
（4）根據(jù)醋酸的電離常數(shù)計算；
（5）濃度為0.1mol/L的H₂SO₄溶液與0.1mol/L的NaOH溶液按一定的體積比混合后，所得混合溶液的pH=2，則硫酸過量，利用剩余氫離子的濃度計算溶液的體積比；根據(jù)各離子的濃度及酸堿性判斷離子濃度關系．

解答： 解：（1）同一溫度下，酸的電離常數(shù)越大其酸性越強，根據(jù)酸的電離常數(shù)知，酸性最強的是H₂SO₃，最弱的是HClO，則它們酸性強弱順序是HClO＜CH₃COOH＜H₂SO₃，酸性越弱，則PH越大，所以pH由大到小的順序為：HClO＞CH₃COOH＞H₂SO₃；
故答案為：HClO＞CH₃COOH＞H₂SO₃；
（2）氯氣與水反應生成鹽酸和次氯酸：Cl₂+H₂O?H⁺+Cl^-+HClO，加入的物質能與鹽酸反應，而不用HClO反應，則平衡正移，HClO的濃度增大，Na₂CO₃ 、Na₂SO₃、NaOH均能與次氯酸反應，會使次氯酸濃度減小，NaHCO₃ 與鹽酸反應，而不用HClO反應，HClO的濃度增大；
故答案為：b；
（3）根據(jù)酸的電離常數(shù)可知，酸性：H₂C₂O₄＞H₂CO₃，則草酸（H₂C₂O₄）溶液與少量Na₂CO₃溶液混合反應的離子方程式為2H₂C₂O₄+CO₃^2-=2HC₂O₄^-+H₂O+CO₂↑；
故答案為：2H₂C₂O₄+CO₃^2-=2HC₂O₄^-+H₂O+CO₂↑；
（4）已知醋酸的電離常數(shù)為1.6×10^-5，Ka=

c(CH3COO-)?c(H+)

c(CH3COOH)

=

c2(H+)

0.01

=1.6×10^-5，解得：c（H⁺）=4.00×10^-4mol/L；
故答案為：4.00×10^-4；
（5）濃度為0.1mol/L的H₂SO₄溶液與0.1mol/L的NaOH溶液按一定的體積比混合后，所得混合溶液的pH=2，則硫酸過量，設硫酸的體積為V₁，氫氧化鈉為V₂，
c（H⁺）=

0.1×2×V1-0.1×V2

V1+V2

=0.01，則

V1

V2

=

11

19

，
混合后c（Na⁺）=

0.1×19

11+19

=0.063mol/L，c（SO₄^2-）=

0.1×11

11+19

=0.037mol/L，
所以此時溶液中所有離子的濃度大小順序為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
故答案為：

11

19

；c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

點評：本題考查了酸的電離常數(shù)與酸性強弱的關系、pH的有關計算等，題目計算量較大，熟悉Ka及混合溶液中氫離子的濃度的計算方法是解答的關鍵，題目難度中等．