Question

已知25℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表所示：

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

 
回答下列問題：
（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_______________(用編號填寫)。
（2）常溫下，0.1mol·L^－1CH₃COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數據變大的是          。
A．c(H^＋ )
B．c(H^＋)/c(CH₃COOH)
C．c(H^＋)·c(OH^－)
D．c(OH^－)/c(H^＋)
E．c(H^＋)·c(CH₃COO^－)/c(CH₃COOH)
（3）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下圖所示，則同溫度時HX的電離平衡常數_ ____(填“大于”、“小于”或“等于”)CH₃COOH的電離平衡常數，理由是_____________________。

（4）25℃時，CH₃COOH與CH₃COONa的混合溶液，若測得pH＝6，則溶液中c(CH₃COO^－)－c(Na^＋)＝       mol·L^－1(填精確值)。
（5）標準狀況下，將1.12L CO₂通入100mL 0.75mol·L^－1的NaOH溶液中，則溶液中離子的濃度由大到小的順序                                  

Answer 1

（1）a<d<c<b　（1分）
（2）BD（2分）
（3）大于（1分）　稀釋相同倍數，一元酸HX的pH變化比CH₃COOH的大，故HX酸性較強，電離平衡常數較大　（2分）
（4）9.9×10^－7   （2分）
（5） c(Na^＋)>c(HCO₃^-)>c(CO₃^2-)>c(OH^-)>c(H⁺)（2分）

解析試題分析：（1）四種溶液中，只有CH₃COOH是酸，顯示酸性，水解程度：CO₃^2﹣＞ClO^﹣＞HCO₃^﹣，水解均顯堿性，水解程度越大，堿性越強，所以堿性順序是：Na₂CO₃＞NaClO＞NaHCO₃，即pH由小到大的排列順序是CH₃COOH＜NaHCO₃＜NaClO＜Na₂CO₃，故答案為：adcb；（2）A、0.1mol?L^﹣1的CH₃COOH溶液加稀釋過程中，電離程度增大，各個微粒濃度減小，故A錯誤；B、0.1mol?L^﹣1的CH₃COOH溶液加稀釋過程中，各個微粒濃度減小，同時醋酸的電離向右移動，c（H⁺）減小的程度小于c（CH₃COOH）的減小程度，所以c（H⁺）/c（CH₃COOH）增大，故B正確；C、Kw=c（H⁺）?c（OH^﹣）只受溫度的影響，溫度不變則其值是一個常數，故C錯誤；D、醋酸稀釋，酸性減弱，c（H⁺）減小，堿性增強，c（OH^﹣）增大，即c（OH^﹣）/c（H⁺）增大，故D正確，故選BD。（3）根據CH₃COOH與一元酸HX加水稀釋過程中pH與溶液體積的關系圖可以看出HX酸在稀釋過程中溶液的PH變化比醋酸的大，所以酸性HX強于醋酸，電離程度：HX＞CH₃COOH，故答案為：大于；稀釋相同倍數，一元酸HX的pH變化比醋酸大，故酸性強，電離平衡常數大；（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。（5）標準狀況下，將1.12L CO₂是0.05mol,和 0.075mol的NaOH反應后生成碳酸鈉和碳酸氫鈉的混合溶液，兩都都為0.025mol,溶液呈堿性，由于碳酸根的水解生成碳酸氫根的程度較大，則溶液中離子的濃度由大到小的順序c(Na^＋)>c(HCO₃^-)>c(CO₃^2-)>c(OH^-)>c(H⁺)。
考點：本題考查有關弱電解質的電離知識。