Question

16．已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如表所示：

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

回答下列问题：
（1）物质的量浓度均为0.1mol•L^-1的四种溶液：pH由小到大排列的顺序是a＜d＜c＜b（用编号填写）．a．CH₃COONa   b．Na₂CO₃ c．NaClO   d．NaHCO₃
（2）常温下，0.1mol•L^-1 CH₃COOH溶液加水稀释过程中，下列表达式的数据变大的是BD．
A．c（H⁺）  B．$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$   C．c（H⁺）•c（OH^-）  D．$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$    E．$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$
（3）硫单质及其化合物在工农业生产中有着重要的应用．向等物质的量浓度Na₂S、NaOH混合溶液中滴加稀盐酸 至过量．其中H₂S、HS^-、S^2-的分布分数（平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数）与滴加盐酸体积的关系如图所示（忽略滴加过程H₂S气体的逸出）．试分析：
①B曲线代表HS^-分数变化（用微粒符号表示）；滴加过程中，溶液中一定成立：c（Na⁺）=3[c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）]或c（Cl^-）+c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-）-c（H⁺）；．
②M点，溶液中主要涉及的离子方程式2S^2-+3H⁺=HS^-+H₂S．

Answer 1

分析 （1）相同条件下，酸的电离平衡常数越小，则酸的电离程度越小，酸根离子水解程度越大，则相同浓度的钠盐，其pH值越大；
（2）加水稀释促进醋酸电离，溶液中氢离子浓度、醋酸分子浓度、醋酸根离子浓度都减小，温度不变水的离子积常数不变，氢氧根离子浓度增大；
（3）向等物质的量浓度Na₂S、NaOH混合溶液中滴加稀盐酸，盐酸和氢氧化钠先反应，然后和硫化钠反应，结合图1所示H₂S、HS^-、S^2-的分布分数进行解答；NaHS的含量先增加后减少；根据物料守恒可求得滴加过程中，溶液中微粒浓度大小关系；根据电离平衡和水解规律可得M点时，溶液中反应．

解答 解：（1）相同条件下，酸的电离平衡常数越小，则酸的电离程度越小，酸根离子水解程度越大，则相同浓度的钠盐，其pH值越大，根据电离平衡常数知，酸根离子水解程度大小顺序是：CO₃^2-＞ClO^-＞HCO₃^-＞CH₃COO^-，所以这几种盐的pH大小顺序是a＜d＜c＜b，
故答案为：a＜d＜c＜b；
（2）A．加水稀释促进醋酸电离，但溶液中c（H⁺）减小，故错误；         
B．加水稀释促进醋酸电离，所以氢离子个数增大，醋酸分子个数减小，则$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$ 增大，故正确；              
C．温度不变，则c（H⁺）•c（OH^-）不变，故错误；
D．加水稀释促进醋酸电离，但溶液中氢离子浓度减小，温度不变，水的离子积常数不变，氢氧根离子浓度增大，所以$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$增大，故正确；    
E．温度不变，电离平衡常数不变，则$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$不变，故错误；
故选BD；
（3）①向等物质的量浓度Na₂S、NaOH混合溶液中滴加稀盐酸，盐酸和氢氧化钠先反应，然后和硫化钠反应，A表示含硫微粒浓度减小为S^2-，B先增加后减少为HS^-，C浓度一直在增加为H₂S，向等物质的量浓度Na₂S、NaOH混合溶液中滴加稀盐酸，因体积相同，设Na₂S、NaOH各为1mol，则n（Na）=3n（S），溶液中含硫的微粒为HS^-、S^2-、H₂S，则c（Na⁺）=3[c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）]，或溶液中存在电荷守恒得到c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-）-c（H⁺）；
故答案为：HS^-；3[c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）]或c（Cl^-）+c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-）-c（H⁺）；
②B为HS^-，C表示H₂S，当滴加盐酸至M点时，表示两者含量相等，随盐酸滴加发生的反应为：HS^-+H⁺=H₂S，则反应的离子方程式为：2S^2-+3H⁺=HS^-+H₂S；
故答案为：2S^2-+3H⁺=HS^-+H₂S．

点评 本题考查了弱电解质的电离，明确弱电解质的电离特点、电离平衡常数与酸根离子水解程度的关系再结合守恒思想分析解答，难度中等．