Question

19．表是25℃时四种酸的电离平衡常数：

化学式	CH3COOH	HA	HNO2	H2CO3
Ka	Ka=1.8×10-5	Ka=4.9×10-10	Ka=4.6×10-4	Ka1 =4.1×10-7 Ka2 =5.6×10-11

（1）用离子方程式表示NaNO₂溶液呈碱性的原因NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-
（2）25℃时，向向0.1mol•L^-1 CH₃COOH溶液中滴加NaOH溶液至c（CH₃COOH）：c（CH₃COO^-）=5：9，此时溶液pH=5
（3）写出NaA溶液中通少量CO₂的离子方程式A^-+CO₂+H₂O=HA+HCO₃^-
（4）25℃时，等物质的量浓度的HA、NaA混合溶液呈碱性，溶液中各离子浓度的大小顺序为c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
（5）已知HNO₂不稳定，在稀溶液中也易分解生成NO与NO₂，某同学分别取少量NaCl溶液与NaNO₂溶液于试管中，分别滴加浓醋酸，以此来鉴别失去标签的NaCl溶液和NaNO₂溶液，该方法可行（填“可行”或“不可行”），理由是NaNO₂+CH₃COOH?CH₃COONa+HNO₂，2HNO₂=H₂O+NO+NO₂，HNO₂不稳定会分解，使平衡不断朝生成亚硝酸的方向移动，可观察到有红棕色气体产生，故此方法可行
（6）已知NaHCO₃溶液中存在HCO₃^??H⁺+CO₃^2-，加水稀释时溶液中的c（H⁺）将增大（填“增大”或“减小”）

Answer 1

分析 （1）用离子方程式表示NaNO₂溶液是强碱弱酸盐，水解溶液呈碱性；
（2）根据醋酸的电离平衡常数进行计算；
（3）由电离平衡常数可知，酸性H₂CO₃＞HA＞HCO₃^-，所以NaA溶液中通少量CO₂的离子方程式为：A^-+CO₂+H₂O=HA+HCO₃^-；
（4）25℃时，等物质的量浓度的HA、NaA混合溶液中，HA的K_a=4.9×10^-10，所以NaA的水解Kh=$\frac{1×1{0}^{-14}}{4.9×1{0}^{-10}}$＞K_a，所以水解大于电离，以水解为主溶液呈碱性，由此得出离子浓度的大小；
（5）醋酸微弱电离出氢离子与NO₂^-结合成HNO₂，而HNO₂不稳定，在稀溶液中也易分解生成NO与生成红棕的NO₂，由此分析解答；
（6）NaHCO₃溶液中HCO₃^?即水解也电离，水解程度大于电离程度，溶液显碱性，据此分析．

解答 解：（1）用离子方程式表示NaNO₂溶液是强碱弱酸盐，水解溶液呈碱性，方程式为：NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-，故答案为：NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-；
（2）醋酸的电离平衡常数Ka=1.8×10^-5=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$，已知c（CH₃COOH）：c（CH₃COO^-）=5：9，则c（H⁺）=1.8×10^-5×$\frac{c（C{H}_{3}COOH）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$=1×10^-5mol/L，则该溶液的pH=5，故答案为：5；
（3）由电离平衡常数可知，酸性H₂CO₃＞HA＞HCO₃^-，所以NaA溶液中通少量CO₂的离子方程式为：A^-+CO₂+H₂O=HA+HCO₃^-，
故答案为：A^-+CO₂+H₂O=HA+HCO₃^-；
（4）25℃时，等物质的量浓度的HA、NaA混合溶液中，HA的K_a=4.9×10^-10，所以NaA的水解Kh=$\frac{1×1{0}^{-14}}{4.9×1{0}^{-10}}$＞K_a，所以水解大于电离，以水解为主溶液呈碱性，所以离子浓度大小为：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故答案为：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（5）醋酸微弱电离出氢离子与NO₂^-结合成HNO₂，而HNO₂不稳定，在稀溶液中也易分解生成NO与生成红棕的NO₂，
故答案为：可行，NaNO₂+CH₃COOH?CH₃COONa+HNO₂，2HNO₂=H₂O+NO+NO₂，HNO₂不稳定会分解，使平衡不断朝生成亚硝酸的方向移动，可观察到有红棕色气体产生，故此方法可行；
（6）NaHCO₃溶液中HCO₃^?的水解程度大于电离程度，溶液显碱性，加水稀释时溶液碱性减弱，氢离子浓度增大，故答案为：增大．

点评 本题考查了弱电解质的电离平衡、电离平衡常数的有关计算、离子浓度大小比较等知识，题目难度中等，明确弱电解质的电离平衡、盐的水解原理为解答关键，注意明确电离平衡常数的概念及计算方法，试题培养了学生的分析能力及化学计算能力．