Question

【題目】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0.1molL﹣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（用編號填寫）．
（2）常溫下，0.1molL﹣1 CH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數據變大的是（填字母）．
A.c（H+）
B.
C.c（H+）c（OH﹣）
D.
E.
（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： ．
（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+）=（填準確數值）．
（5）25℃時，將a molL﹣1的醋酸與b molL﹣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 ．
（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（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 1molL﹣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）+ ．
②c（H+）+c（Na+）= ．

Answer 1

【答案】
（1）a＜d＜c＜b
（2）BD
（3）ClO﹣+H2O+CO2=HCO3﹣+HClO
（4）9.9×10﹣7mol?L﹣1
（5）
（6）大于
（7）c（HCO3﹣）+c（H+）；2c（CO32﹣）+c（HCO3﹣）+c（OH﹣）
【解析】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，所以答案是：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 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 增大，故正確；
E、醋酸的電離平衡常數不變，故錯誤；
所以答案是：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，所以答案是：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，
所以答案是：9.9×10﹣7molL﹣1；（5）將amolL﹣1的醋酸溶液與b molL﹣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）= molL﹣1 ， 達到電離平衡時，溶液呈中性，氫離子濃度是1×10﹣7molL﹣1 ， c（Na+）=c（CH3COO﹣）= molL﹣1 ， 則k= = ，所以答案是： ；（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，
所以答案是：大于；（7）標準狀況下，將1.12L CO2通入100mL 1molL﹣1的NaOH溶液中，1.12L CO2的物質的量為： =0.05mol，氫氧化鈉的物質的量為：1molL﹣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（CO32﹣）+c（HCO3﹣）+c（OH﹣），所以答案是：①c（HCO3﹣）+c（H+）；②2c（CO32﹣）+c（HCO3﹣）+c（OH﹣）．
【考點精析】認真審題，首先需要了解弱電解質在水溶液中的電離平衡(當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態(tài)；電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征．條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理)．