Question

（1）已知常温时，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则该溶液的pH=

 

，此酸的电离平衡常数K=

 

，由HA电离出的H+的浓度约为水电离出的H⁺的浓度的

 

倍．
（2）含有弱酸HA和其钠盐NaA的混合溶液，在化学上用作缓冲溶剂．向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大．
①向该溶液中加入少量盐酸时，发生反应的离子方程式是

 

，向其中加入少量KOH溶液时，发生反应的离子方程式是

 

．
②现将0.04mol?L^-1HA溶液和0.02mol?L^-1NaOH溶液等体积混合，得到缓冲溶液．
a、若HA为CH₃COOH，该溶液显酸性，则溶液中c（Na⁺）

 

c（CN^-）（填“＜”、“=”或“＞”）．
b、若HA为CH₃COOH，该溶液显酸性，溶液中所有的离子按浓度由大到小排列的顺序是

 

．

Answer 1

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡,离子浓度大小的比较

专题：

分析：（1）依据弱电解质的电离度分析计算PH，计算平衡浓度结合电离平衡常数概念计算平衡常数，根据水的离子积计算水电离的氢离子浓度；
（2）①含有弱酸HA和其钠盐NaA的混合溶液，向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大，是由于加入酸时生成弱电解质，加入碱时生成正盐，溶液中氢离子或氢氧根离子浓度变化不大而起到缓冲作用；
②a、从溶液电中性的角度比较离子浓度大小；
b、若HA为CH₃COOH，该溶液显酸性，说明c（H⁺）＞c（OH^-），结合溶液电中性原则分析．

解答： 解：（1）已知常温时，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，依据电离度=

[H+]

c(HA)

；得到[H⁺]=0.1mol/L×0.1%=1×10^-4mol/L，PH=4；依据电离平衡HA?H⁺+A^-，K=

[H+]?[A-]

[HA]

=

10-4×10-4

0.1-10-4

=1×10^-7mol/L；由HA电离出来的H⁺的浓度为1×10^-4mol/L，依据[H⁺][A^-]=10^-14得到水电离出来的H⁺的浓度为10^-10mol/L；所以由HA电离出来的H⁺的浓度约为水电离出来的H⁺的浓度的10⁶倍，
故答案为：4；1×10^-7mol/L；10⁶；
（2）①含有弱酸HA和其钠盐NaA的混合溶液，向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大，是由于加入酸时发生：A^-+H⁺?HA，加入碱时发生：HA+OH^-?H₂O+A^-，溶液中氢离子或氢氧根离子浓度变化不大而起到缓冲作用，
故答案为：A^-+H⁺?HA；HA+OH^-?H₂O+A^-；
②a、该溶液显碱性，则c（H⁺）＜c（OH^-），根据溶液电中性原则可知c（Na⁺）+c（H⁺）=C（CN^-）+c（OH^-），则c（Na⁺）＞c（CN^-），故答案为：＞；
b、若HA为CH₃COOH，该溶液显酸性，说明c（H⁺）＞c（OH^-），根据溶液电中性原则可知c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺），故答案为：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

点评：本题考查化学平衡常数及计算、离子浓度大小比较，题目难度中等，本题易错点为（2），注意缓冲溶液的原理．