Question

已知0.1mol/L H2SO4在水中的第一步電離是完全的，第二步電離并不完全。常溫下有0.1mol/L的以下幾種溶液的電離度（即已經(jīng)電離的分子數(shù)占原來分子總數(shù)的百分數(shù)）如下表，回答下列問題：

①H2SO4溶液中的HSO4–	②NaHSO4溶液中的HSO4–	③CH3COOH	④HCl溶液
10％	29％	1.33％	100％

（1）寫出H2SO4在水中的電離方程式　　　　　　　　　　 　　　　　　　 　 　。

（2）常溫下，題設(shè)條件下的①溶液中c(H+)＝　　　　　 　。

（3）常溫下，pH相同的上述幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是（填序號）　 。

（4）若將10mL題設(shè)條件下的NaHSO4溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，則混合后溶液中離子濃度由大到小順序為 。

（5）根據(jù)題設(shè)條件計算CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝ 。若常溫下，將b mol·L–1的CH3COONa液與0.01 mol·L–1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)達平衡時，測得溶液的pH＝7，用含b的代數(shù)式表示CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝ 。

 

Answer 1

（1）H2SO4＝HSO4–+H+ HSO4–H++ SO42– （2分） （2）0.11 mol·L–1 （2分）

（3）③②④①或③＞②＞④＞① （2分）

（4）c(Na+)＞c(SO42–)＞c(OH–)＞c(HSO4–)＞c(H+) （2分）

（5）1.77×10–5或1.8×10–5 （2分）或（b－0.01）×10－5 （2分）

【解析】

試題分析：（1）已知0.1mol/L H2SO4在水中的第一步電離是完全的，第二步電離并不完全，所以硫酸在水中的電離方程式為H2SO4＝HSO4–+H+ HSO4–H++ SO42–。

（2）H2SO4 ＝ HSO4– + H+

0.1mol/L 0.1mol/L 0.1mol/L

HSO4– H++ SO42–

0.1mol/L×10% 0.1mol/L×10%

所以溶液中氫離子濃度＝0.1mol/L＋0.1mol/L×10%＝0.11mol/L

（3）硫酸是二元酸，第一步完全電離，第二步部分電離。鹽酸是一元酸，完全電離。硫酸氫鈉中HSO4－的電離程度強于醋酸的電離程度，所以常溫下，pH相同的上述幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是③＞②＞④＞①。

（4）將10mL題設(shè)條件下的NaHSO4溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，二者恰好反應(yīng)生成硫酸鈉，但由于SO42－水解SO42－＋H2OHSO4－＋OH－，因此溶液顯堿性。又因為水還電離出OH－，所以溶液中離子濃度大小順序是c(Na+)＞c(SO42–)＞c(OH–)＞c(HSO4–)＞c(H+)。

（5）醋酸的電離度是1.33%，則

CH3COOHCH3COO－ ＋ H＋

起始濃度（mol/L） 0.1 0 0

轉(zhuǎn)化濃度（mol/L） 0.1×1.33% 0.1×1.33% 0.1×1.33%

平衡濃度（mol/L）0.1－0.00133 0.00133 0.00133

所以該溫度下醋酸的電離常數(shù)＝＝＝1.77×10–5

反應(yīng)達平衡時，測得溶液的pH＝7，則根據(jù)電荷守恒可知c(CH3COO－)＋c(Cl－)＋c(OH–)＝c(Na＋)＋c(H+)，因此c(OH–)＝c(H+)＝10－7mol/L、c(CH3COO－)＋c(Cl－)＝c(Na＋)＝0.5bmol/L，所以c(CH3COO－)＝c(Na＋)－c(Cl－)＝0.5bmol/L－0.005mol/L。根據(jù)物料守恒可知溶液醋酸的濃度是0.5bmol/L－(0.5bmol/L－0.005mol/L)＝0.005mol/L，所以該溫度下醋酸的電離常數(shù)＝＝＝（b－0.01）×10－5

考點：考查弱電解質(zhì)的電離、氫離子濃度與電離平衡常數(shù)計算以及溶液中離子濃度大小比較