Question

3．已知：0.1mol/LH₂A溶液中c（H⁺）=0.11mol/L．
（1）写出H₂A的第一步电离方程式H₂A=H⁺+HA^-．
（2）0.1mol/LNaHA溶液中离子浓度从大到小的顺序为c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-），其中c（H⁺）＞0.01mol/L（填“＞”、“=”或“＜”），
（3）写出H₂A溶液与过量NaOH溶液反应的离子方程式H⁺+HA^-+2OH^-=A^2-+2H₂O

酸	电离常数（Ka）	酸	电离常数（Ka）
CH3COOH	1.8×10-5	HCN	5×10-10
H2CO3	Ka1=4.2×10-7	HClO	3×10-8
	Ka2=5.6×10-11

（4）已知：①上述四种酸中，酸性最强的是CH₃COOH；
②25℃时，0.01mol/LNaCN溶液的pH＞7；
③在浓度均为0.01mol/L的CH₃COONa、NaC10、Na₂C0₃的混合溶液中，逐滴加人0.01mo l/LHCl，则体系中酸根离子反应的先后顺序为CO₃^2-、ClO^-、HCO₃^-、CH₃COO^-．

Answer 1

分析 （1）0.1mol/LH₂A溶液中c（H⁺）=0.11mol/L，则H₂A的第一步为完全电离；
（2）0.1mol/LNaHA溶液中HA^-的电离程度大于水解程度，溶液显酸性；H₂A溶液中第一步电离出来的氢离子抑制了第二步电离，则NaHA中HA^-的电离程度大于H₂A中HA^-的电离程度；
（3）H₂A溶液中主要存在H⁺和HA^-；
（4）①电离常数越大，电解质的酸性越强；
②强碱弱酸盐水解显碱性；
③弱酸的酸性越弱，其酸根越易结合氢离子．

解答 解：（1）0.1mol/LH₂A溶液中c（H⁺）=0.11mol/L，则H₂A的第一步为完全电离，则H₂A的第一步电离方程式：H₂A=H⁺+HA^-；
故答案为：H₂A=H⁺+HA^-；
（2）0.1mol/LNaHA溶液中HA^-的电离程度大于水解程度，溶液显酸性，则溶液中离子浓度大小关系为：c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）；
0.1mol/LH₂A溶液中c（H⁺）=0.11mol/L，NaHA中HA^-的电离程度大于H₂A中HA^-的电离程度，所以NaHA中c（H⁺）＞0.01mol/L；
故答案为：c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）；＞；
（3）H₂A溶液中主要存在H⁺和HA^-，则H₂A溶液与过量NaOH溶液反应的离子方程式：H⁺+HA^-+2OH^-=A^2-+2H₂O；
故答案为：H⁺+HA^-+2OH^-=A^2-+2H₂O；
（4）①电离常数越大，电解质的酸性越强，由表中数据可知，醋酸的酸性最强；故答案为：CH₃COOH；
②强碱弱酸盐水解显碱性，NaCN属于强碱弱酸盐，所以25℃时0.01mol/LNaCN溶液的pH＞7；故答案为：＞；
③弱酸的酸性越弱，其酸根越易结合氢离子，又根据弱酸的电离平衡常数可知弱酸的酸性大小顺序为HCO₃^-＜HClO＜H₂CO₃＜CH₃COOH，所以体系中酸根离子反应的先后顺序为CO₃^2-、ClO^-、HCO₃^-、CH₃COO^-，
故答案为：CO₃^2-、ClO^-、HCO₃^-、CH₃COO^-．

点评 本题主要考查了弱电解质的电离、离子浓度大小比较、盐的水解原理的应用、电离常数的应用等，题目难度中等，注意根据电离平衡常数来判断酸性强弱，注意弱酸的酸性越弱，其酸根越易水解．