Question

【題目】已知25℃時部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)如表所示，回答下列問題：

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

(1)物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的四種溶液：pH由小到大排列的順序是______(用編號填寫)

a．CH3COONa b．Na2CO3 c．NaClO d．NaHCO3

(2)常溫下，0.1mol/LCH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達(dá)式的數(shù)據(jù)變大的是____(填字母)。

A.c(H+) B.c(H+)/c(CH3COOH) C.c(H+)c(OH﹣) D.c(OH-)/c(H+) 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，將a mol/L的醋酸與b mol/L氫氧化鈉等體積混合，反應(yīng)后溶液恰好顯中性，用a、b表示醋酸的電離平衡常數(shù)為_____。

(5)標(biāo)準(zhǔn)狀況下，將1.12L CO2通入100mL 1mol/L的NaOH溶液中，用溶液中微粒的濃度符號完成下列等式： c(OH-)=2c(H2CO3)+___。

Answer 1

【答案】a＜d＜c＜b BD ClO﹣+H2O+CO2=HCO3﹣+HClO b×10-7/(a-b) c(HCO3﹣)+c(H+)

【解析】

(1)弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，酸根的水解程度越弱；

(2)根據(jù)酸溶液稀釋，弱酸的電離程度增大，結(jié)合水的離子積常數(shù)、弱電解質(zhì)的電離平衡分析；

(3)次氯酸酸性大于碳酸氫根離子，反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸；

(4)先確定溶液的成分，然后求出混合溶液中各種微粒的濃度，帶入平衡常數(shù)表達(dá)式計算；

(5)根據(jù)質(zhì)子守恒分析解答。

(1)據(jù)電離平衡常數(shù)可知，酸性：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3-，弱酸的酸性越弱，其酸根離子的水解程度越大，溶液的堿性就越強，所以pH由小到大排列的順序是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(zhì)的量增大，濃度減小，酸性減弱。

A.根據(jù)上述分析可知：溶液中氫離子濃度減小，選項A錯誤；

B.加水稀釋過程中，氫離子物質(zhì)的量增大，醋酸分子物質(zhì)的量減小，溶液的體積相同，所以增大，選項B正確；

C.水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，Kw不變，選項C錯誤；

D.醋酸溶液加水稀釋時酸性減弱，氫離子濃度逐漸減小，氫氧根離子濃度增大，所以

增大，選項D正確；

E.是醋酸的電離平衡常數(shù)，醋酸的電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，電離平衡常數(shù)也不變，選項E錯誤；

故合理選項是BD；

(3)酸性H2CO3＞HClO>HCO3-，向次氯酸鈉溶液中通入少量二氧化碳，反應(yīng)產(chǎn)生次氯酸和碳酸氫鈉，方程式為：ClO-+H2O+CO2=HCO3-+HClO；

(4)25℃時將amol/L的醋酸溶液與bmol/L的氫氧化鈉溶液等體積混合，溶液呈中性，說明醋酸過量，發(fā)生反應(yīng)為：CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O，溶液中c(CH3COOH)=mol/L，達(dá)到電離平衡時，溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，c(Na+)=c(CH3COO-)=mol/L，則k=；

(5)標(biāo)準(zhǔn)狀況下，將1.12L CO2通入100mL 1mol/L的NaOH溶液中，n(CO2)=1.12L÷22.4L/mol=0.05mol，n(NaOH)=1mol/L×0.1L=0.1mol，二者恰好完全反應(yīng)生成碳酸鈉，根據(jù)質(zhì)子守恒得：c(OH-)=2c(H2CO3)+c(HCO3-)+c(H+)。