Question

8．已知25℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表所示，回答下列問題：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	Ka=1.8×10-5	Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=3.0×10-8

（1）物質的量濃度均為0.1mol•L^-1的四種溶液：
a．CH₃COONa　　　　　　　b．Na₂CO₃         c．NaClO          d．NaHCO₃
pH由小到大排列的順序是a＜d＜c＜b（用編號填寫）．
（2）常溫下，0.1mol•L^-1 CH₃COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數據變大的是BD（填字母）．
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.$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$
（3）寫出向次氯酸鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式：ClO^-+H₂O+CO₂=HCO₃^-+HClO．
（4）25℃時，CH₃COOH與CH₃COONa的混合溶液，若測得混合液pH=6，則溶液中c（CH₃COO^-）-c（Na⁺）=9.9×10^-7mol•L^-1（填準確數值）．
（5）25℃時，將a mol•L^-1的醋酸與b mol•L^-1氫氧化鈉等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，用a、b表示醋酸的電離平衡常數為$\frac{b×10-7}{a-b}$．
（6）體積均為100mL pH=2的CH₃COOH與一元酸HX，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示，則HX的電離平衡常數大于（填“大于”、“小于”或“等于”）CH₃COOH的電離平衡常數．
（7）標準狀況下，將1.12L CO₂通入100mL 1mol•L^-1的NaOH溶液中，用溶液中微粒的濃度符號完成下列等式：
①c（OH^-）=2c（H₂CO₃）+c（HCO₃^-）+c（H⁺）．
②c（H⁺）+c（Na⁺）=2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（OH^-）．

Answer 1

分析 （1）弱酸的電離平衡常數越大，其酸性越強，其酸根的水解程度越弱；
（2）0.1mol/L的CH₃COOH溶液加水稀釋過程中，氫離子與醋酸根離子物質的量增大，醋酸分子物質的量減小，濃度減小，酸性減弱，水的離子積常數不變，醋酸的電離平衡常數不變；
（3）次氯酸酸性大于碳酸氫根離子，反應生成碳酸氫鈉和次氯酸；
（4）根據溶液中的電荷守恒和物料守恒來計算；
（5）將a  mol•L^-1的醋酸溶液與b mol•L^-1的氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液呈中性，說明醋酸過量，醋酸和氫氧化鈉溶液發(fā)生反應CH₃COOH+NaOH=CH₃COONa+H₂O，則溶液中c（CH₃COOH）=$\frac{a-b}{2}$mol•L^-1，達到電離平衡時，溶液呈中性，氫離子濃度是1×10^-7mol•L^-1，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=$\frac{2}$mol•L^-1，則k=$\frac{C（C{H}_{3}CO{O}^{-}）×C（{H}^{+}）}{C（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{b×10-7}{a-b}$；
（6）pH相等的酸中，加水稀釋促進弱酸電離，稀釋相同的倍數，pH變化大的為強酸，小的為弱酸；
（7）①根據質子守恒分析解答；②根據溶液中的電荷守恒書寫．

解答 解：（1）據電離平衡常數可知，酸性由強到弱的順序為：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，弱酸的酸性越弱其酸根離子的水解程度越大，溶液堿性越強，所以pH由小到大排列順序是a＜d＜c＜b，故答案為：a＜d＜c＜b；
（2）0.1mol/L的CH₃COOH溶液加水稀釋過程中，氫離子與醋酸根離子物質的量增大，濃度減小，酸性減弱，A、氫離子濃度減小，故錯誤；
B、加水稀釋過程中，氫離子物質的量增大，醋酸分子物質的量減小，所以$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$增大，故正確；
C、水的離子積常數不變，故錯誤；
D、醋酸溶液加水稀釋時酸性減弱，氫離子濃度減小氫氧根離子濃度增大，所以$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$ 增大，故正確；
E、醋酸的電離平衡常數不變，故錯誤；
故答案為：BD；
（3）次氯酸的酸性強于碳酸氫根離子離子，反應生成碳酸氫根離子，反應的離子方程式為：ClO^-+H₂O+CO₂=HCO₃^-+HClO，故答案為：ClO^-+H₂O+CO₂=HCO₃^-+HClO；（4）CH₃COOH與CH₃COONa的混合溶液中，存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），所以c（CH₃COO^-）-c（Na⁺）=c（H⁺）-c（OH^-）=10^-6mol/L-10^-8mol/L=9.9×10^-7mol/L，
故答案為：9.9×10^-7mol•L^-1；
（5）將amol•L^-1的醋酸溶液與b mol•L^-1的氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液呈中性，說明醋酸過量，醋酸和氫氧化鈉溶液發(fā)生反應CH₃COOH+NaOH=CH₃COONa+H₂O，則溶液中c（CH₃COOH）=$\frac{a-b}{2}$mol•L^-1，達到電離平衡時，溶液呈中性，氫離子濃度是1×10^-7mol•L^-1，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=$\frac{2}$mol•L^-1，則k=$\frac{C（C{H}_{3}CO{O}^{-}）×C（{H}^{+}）}{C（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{b×10-7}{a-b}$，故答案為：$\frac{b×10-7}{a-b}$；
（6）pH相等的酸中，加水稀釋促進弱酸電離，稀釋相同的倍數，pH變化大的為強酸，小的為弱酸，所以HX的酸性大于醋酸，則HX的電離平衡常數大于醋酸，
故答案為：大于；
（7）標準狀況下，將1.12L CO₂通入100mL 1mol•L^-1的NaOH溶液中，1.12L CO₂的物質的量為：$\frac{1.12L}{22.4L/mol}$=0.05mol，氫氧化鈉的物質的量為：1mol•L^-1×0.1L=0.1mol，二者恰好完全反應生成碳酸鈉，質子守恒得：c（OH^-）=2c（H₂CO₃）+c（HCO₃^-）+c（H⁺）；電荷守恒：c（H⁺）+c（Na⁺）=2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（OH^-），故答案為：①c（HCO₃^-）+c（H⁺）；②2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（OH^-）．

點評 本題考查了弱電解質的電離，明確弱電解質的電離特點、電離平衡常數與酸根離子水解程度的關系再結合守恒思想分析解答，（7）題要先判斷溶液中的溶質，再結合離子水解程度相對大小判斷離子濃度，難度中等．