Question

【題目】（1）某溫度下，純水中c（H+）=2×10﹣7 mol/L， 則此溫度下水的離子積為______．若溫度不變，滴入稀鹽酸使c（H+）=5×10﹣4 mol/L， 則此時c（OH﹣）=________．由水電離產生的c（H+）為________，此時溫度________（填“高于”、“低于”或“等于”）

（2）①25℃時，NaHSO3溶液呈_______性，原因是_______（用離子方程式結合文字回答）

②常溫下，pH=9的NaOH與pH=13的NaOH等體積混合后溶液的pH=________；

（3）25℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示，請回答下列問題：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	1.7×10-5	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11	3.0×10-8

①CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為________。

②將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，寫出反應的離子方程式：________。

Answer 1

【答案】4×10﹣14 8×10﹣11mol/L 8×10﹣11mol/L 高于 酸 HSO3-H++SO32-，HSO3-+H2O H2SO3+OH-，電離程度大于水解程度 12.7 CH3COOH＞H2CO3＞HClO CO2+H2O+ClO-=HClO+HCO3-

【解析】

根據電離平衡常數的定義計算水的離子積；根據電離很水解程度的大小分析溶液的酸堿性積分析溶液中離子濃度的大小。

(1)純水中c（H+）=c（OH-）=2×10-7molL-1，Kw=c（H+）．c（OH-）=2×10-7×2×10-7=4×10-14；溫度不變，水的離子積常數不變，所以c（OH﹣）= Kw/ c(H+)=4×10-14/5×10-4=8×10-11mol/L，酸性溶液中水電離出的氫離子濃度等于溶液中氫氧根離子濃度，所以水電離出的氫離子濃度是8×10-11mol/L；水的電離是吸熱反應，升高溫度能促進水電離，所以溫度越高，水的離子積常數越大，該溫度下的水的離子積常數是4×10-14＞1×10-14，所以該溫度高于25°C；
故答案為：4×10-14；8×10-11mol/L；8×10-11mol/L；高于；

(2) ①25℃時，NaHSO3溶液呈酸性，原因是：HSO3-H++SO32-，HSO3-+H2O H2SO3+OH-，電離程度大于水解程度；

②在pH=9的NaOH溶液中，c(H+)=10－9mol·L－1，c(OH－)=10－5mol·L－1，

在pH=13的NaOH溶液中，c(H+)=10－13mol·L－1，c(OH－)=10－1mol·L－1；

混合后：c(OH－)=

==5×10－2mol·L－1，

c(H+)===2×10－13mol·L－1，

pH=－lg(H+)=－lg2×10－13=13－lg2=12.7；

(3) ① 根據表中數據可知，酸的電離出平衡常數大小為：CH3COOH＞H2CO3＞HCO3-＞HClO，電離平衡常數越大，酸性越強，所以酸性由強到弱的順序為為：CH3COOH＞H2CO3＞HClO，

②將少量CO2氣體通入NaClO溶液中，因為電離程度H2CO3＞HCO3-＞HClO，產物始終為HCO3-，反應的離子方程式：CO2+H2O+ClO-=HClO+HCO3-；

故答案為：CH3COOH＞H2CO3＞HClO；CO2+H2O+ClO-=HClO+HCO3-。