Question

【题目】已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如表所示，回答下列问题：

化学式	CH3COOH	H2CO3	HClO
电离平衡常数	Ka=1.8×10﹣5	Ka1=4.3×10﹣7 Ka2=5.6×10﹣11	Ka=3.0×10﹣8

（1）物质的量浓度均为0.1molL﹣1的四种溶液： a．CH3COONa b．Na2CO3 c．NaClO d．NaHCO3
pH由小到大排列的顺序是（用编号填写）．
（2）常温下，0.1molL﹣1 CH3COOH溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据变大的是（填字母）．
A.c（H+）
B.
C.c（H+）c（OH﹣）
D.
E.
（3）写出向次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式： ．
（4）25℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH=6，则溶液中c（CH3COO﹣）﹣c（Na+）=（填准确数值）．
（5）25℃时，将a molL﹣1的醋酸与b molL﹣1氢氧化钠等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离平衡常数为 ．
（6）体积均为100mL pH=2的CH3COOH与一元酸HX，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示，则HX的电离平衡常数（填“大于”、“小于”或“等于”）CH3COOH的电离平衡常数．
（7）标准状况下，将1.12L CO2通入100mL 1molL﹣1的NaOH溶液中，用溶液中微粒的浓度符号完成下列等式： 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）据电离平衡常数可知，酸性由强到弱的顺序为：CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCO3﹣ ， 弱酸的酸性越弱其酸根离子的水解程度越大，溶液碱性越强，所以pH由小到大排列顺序是a＜d＜c＜b，所以答案是：a＜d＜c＜b；（2）0.1mol/L的CH3COOH溶液加水稀释过程中，氢离子与醋酸根离子物质的量增大，浓度减小，酸性减弱，A、氢离子浓度减小，故错误； B、加水稀释过程中，氢离子物质的量增大，醋酸分子物质的量减小，所以 增大，故正确；
C、水的离子积常数不变，故错误；
D、醋酸溶液加水稀释时酸性减弱，氢离子浓度减小氢氧根离子浓度增大，所以 增大，故正确；
E、醋酸的电离平衡常数不变，故错误；
所以答案是：BD；（3）次氯酸的酸性强于碳酸氢根离子离子，反应生成碳酸氢根离子，反应的离子方程式为：ClO﹣+H2O+CO2=HCO3﹣+HClO，所以答案是：ClO﹣+H2O+CO2=HCO3﹣+HClO（4）CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中，存在电荷守恒：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）将amolL﹣1的醋酸溶液与b molL﹣1的氢氧化钠溶液等体积混合，溶液呈中性，说明醋酸过量，醋酸和氢氧化钠溶液发生反应CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O，则溶液中c（CH3COOH）= molL﹣1 ， 达到电离平衡时，溶液呈中性，氢离子浓度是1×10﹣7molL﹣1 ， c（Na+）=c（CH3COO﹣）= molL﹣1 ， 则k= = ，所以答案是： ；（6）pH相等的酸中，加水稀释促进弱酸电离，稀释相同的倍数，pH变化大的为强酸，小的为弱酸，所以HX的酸性大于醋酸，则HX的电离平衡常数大于醋酸，
所以答案是：大于；（7）标准状况下，将1.12L CO2通入100mL 1molL﹣1的NaOH溶液中，1.12L CO2的物质的量为： =0.05mol，氢氧化钠的物质的量为：1molL﹣1×0.1L=0.1mol，二者恰好完全反应生成碳酸钠，质子守恒得：c（OH﹣）=2c（H2CO3）+c（HCO3﹣）+c（H+）；电荷守恒：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﹣）．
【考点精析】认真审题，首先需要了解弱电解质在水溶液中的电离平衡(当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态；电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征．条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理)．