Question

18．常温下，用 0.1000mol/LNaOH溶液滴定 20.00mL0.1000mol/LCH₃COOH溶液，请回答下列问题：
（1）当滴加1.00mLNaOH溶液时，溶液中各离子浓度的大小顺序：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（2）当NaOH溶液滴加到20.00mL时，溶液的pH＞7，用离子方程式说明理由CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-；
（3）已知常温下醋酸的电离常数约为2.0×10^-5，则0.1000mol/LCH₃COOH溶液中，氢离子的浓度是1.414×10^-3 mol/L；
（4）已知常温时，难溶物质Fe（OH）₃的溶度积为4.0×10^-38．若要使加入的FeCl₃在pH=3的醋酸溶液中不出现沉淀，溶液中的Fe³⁺离子浓度不得超过4×10^-5mol/L；若要在0.1000mol/LNaOH溶液中滴加FeCl₃不产生沉淀，滴加FeCl₃后的溶液中的Fe³⁺离子浓度不得超过4×10^-35mol/L．

Answer 1

分析 （1）当滴加NaOH时，溶液中溶质为醋酸钠和醋酸，且醋酸电离程度大于醋酸根离子水解程度，导致溶液呈酸性，醋酸的电离程度也较小，据此判断离子浓度大小；
（2）当NaOH溶液滴加到20.00mL时，二者恰好完全反应生成强碱弱酸盐醋酸钠，醋酸根离子水解导致溶液呈碱性；
（3）c（H⁺）=$\sqrt{{K}_{a}．c（C{H}_{3}COOH）}$；
（4）pH=3的溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-3}}$mol/L=10^-11 mol/L，溶液中c（Fe³⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（O{H}^{-}）^{3}}$；0.1000mol/LNaOH溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，溶液中c（Fe³⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（O{H}^{-}）^{3}}$．

解答 解：（1）当滴加NaOH时，溶液中溶质为醋酸钠和醋酸，且醋酸电离程度大于醋酸根离子水解程度，导致溶液呈酸性，醋酸的电离程度也较小，则溶液中离子浓度大小顺序是c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故答案为：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（2）当NaOH溶液滴加到20.00mL时，二者恰好完全反应生成强碱弱酸盐醋酸钠，醋酸根离子水解导致溶液呈碱性，溶液的pH＞7，其水解方程式为CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-，
故答案为：＞；CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-；
（3）c（H⁺）=$\sqrt{{K}_{a}．c（C{H}_{3}COOH）}$=$\sqrt{2×1{0}^{-5}×0.1000}$mol/L=1.414×10^-3 mol/L，
故答案为：1.414×10^-3 mol/L；
0.1000mol/L×2.0×10^-5=；
（4）pH=3的溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-3}}$mol/L=10^-11 mol/L，溶液中c（Fe³⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（O{H}^{-}）^{3}}$=$\frac{4.0×1{0}^{-38}}{1{0}^{-33}}$mol/L=4×10^-5mol/L；0.1000mol/LNaOH溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，溶液中c（Fe³⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（O{H}^{-}）^{3}}$=$\frac{4.0×1{0}^{-38}}{0.001}$mol/L=4×10^-5mol/L，
故答案为：4×10^-5mol/L；4×10^-35mol/L．

点评 本题考查酸碱混合溶液定性判断及溶度积常数有关计算，为高频考点，侧重考查学生分析计算能力，明确弱电解质电离、溶度积常数基本原理是解本题关键，知道离子浓度大小比较方法，题目难度不大．