Question

已知25℃時部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)如下表：

弱酸化學(xué)式	HSCN	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數(shù)	1.3×10-1	1.7×10-5	6.2×10-10	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11

回答下列問題：

（1）寫出碳酸的第一級電離平衡常數(shù)表達式：K₁=

 

．
（2）等物質(zhì)的量濃度的a．CH₃COONa、b．NaCN、c．Na₂CO₃、d．NaHCO₃溶液的pH由大到小的順序為

 

（填字母）．
（3）常溫下，0.1mol?L^-1的CH₃COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數(shù)據(jù)變大的是

 

（填序號）
A．[H⁺]B．[H⁺]/[CH₃COOH]C．[H⁺]?[OH^-]D．[OH^-]/[H⁺]
（4）25℃時，將20mL 0.1  mol?L^-1 CH₃COOH溶液和20mL0.1  mol?L^-1HSCN溶液分別與20mL 0.1  mol?L^-1NaHCO₃溶液混合，實驗測得產(chǎn)生的氣體體積（V）隨時間（t）的變化如圖1所示：反應(yīng)初始階段兩種溶液產(chǎn)生CO₂氣體的速率存在明顯差異的原因是

 

；反應(yīng)結(jié)束后所得兩溶液中，c（CH₃COO^-）

 

_c（SCN^-）（填“＞”、“＜”或“=”）     
（5）體積均為100mL pH=2的CH₃COOH與一元酸HX，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如圖2所示，則HX的電離平衡常數(shù)

 

（填“大于”、“小于”或“等于”）CH₃COOH的電離平衡常數(shù)．
（6）已知某溫度時CH₃COOH的電離平衡常數(shù)為K．該溫度下向20mL 0.1mol/L CH₃COOH溶液中逐滴加入0.1mol/L NaOH溶液，其pH變化曲線如圖3所示（忽略溫度變化）．下列說法中正確的是

 

A．a(chǎn)點表示溶液中c（CH₃COO^-）約為10^-3 mol/L
B．b點表示的溶液中c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）
C．c點表示CH₃COOH和NaOH恰好反應(yīng)完全
D．d點表示的溶液中

c(CH3COO-)?c(H+)

c(CH3COOH)

大于K
E．b、c、d三點表示的溶液中一定都存在：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-）
（7）寫出少量CO₂通入次氯酸鈉溶液中的離子方程式：

 

．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：

分析：（1）依據(jù)碳酸的電離平衡常數(shù)書寫；
（2）酸性溶液的pH＜7、中性溶液的pH=7、堿性溶液的pH＞7，且酸性越強，溶液的pH越小，堿性越強，溶液的pH越大；先根據(jù)溶液酸堿性對各物質(zhì)進行分類，然后根據(jù)電解質(zhì)的電離，鹽的水解程度大小判斷溶液中氫離子、氫氧根離子濃度，再判斷溶液pH大��；
（3）CH₃COOH溶液加水稀釋過程，促進電離，c（H⁺）減小，c（OH^-）增大，Kw不變；
（4）由生成二氧化碳的曲線斜率可知HSCN反應(yīng)較快，則可知HSCN中中c（H⁺）較大，說明HSCN酸性較強，再利用鹽類水解的規(guī)律來分析離子濃度的關(guān)系；
（5）根據(jù)pH=-lgc（H⁺）計算出氫離子濃度，再根據(jù)Kw計算氫氧根濃度；由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化程度大，則酸性HX強，電離平衡常數(shù)大；
（6）A．酸能抑制水的電離，再根據(jù)弱電解質(zhì)的性質(zhì)分析溶液中醋酸根離子的濃度．
B．從溶液電中性的角度分析；
C、根據(jù)醋酸和氫氧化鈉生成鹽的類型判斷恰好反應(yīng)時溶液的酸堿性，從而確定該選項是否正確．
D、電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與其它任何條件都無關(guān)；
E、溶液中存在電荷守恒分析判斷；
（7）次氯酸酸性大于HCO₃^-，小于碳酸，少量CO₂通入次氯酸鈉溶液中反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸．

解答： 解：（1）碳酸的第一級電離平衡常數(shù)表達式：K₁=

c(HCO3-)c(H+)

c(H2CO3)

；
故答案為：

c(HCO3-)c(H+)

c(H2CO3)

；
（2）等物質(zhì)的量濃度的a．CH₃COONa、b．NaCN、c．Na₂CO₃、d．NaHCO₃溶液，依據(jù)酸的電離平衡常數(shù)比較酸性強弱為：HSCN＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-；水解程度SCN^-＜CH₃COO^-＜HCO₃^-＜CN^-＜CO₃^2-；
溶液的pH由大到小的順序為cbda；
故答案為：cbda；
（3）A．CH₃COOH溶液加水稀釋過程，雖促進電離，但c（H⁺）減小，故A不選；
B．

c(H+)

c(CH3COOH)

=

n(H+)

n(CH3COOH)

，CH₃COOH溶液加水稀釋過程，促進電離，氫離子物質(zhì)的量增大，醋酸物質(zhì)的量減小，則稀釋過程中比值變大，故B選；
C．稀釋過程，c（H⁺）減小，c（OH^-）增大，c（H⁺）?c（OH^-）=Kw，Kw只受溫度影響所以不變，故C不選；
D．稀釋過程，c（H⁺）減小，c（OH^-）增大，則

c(OH-)

c(H+)

變大，故D選；
故答案為：BD；
（4）由K_a（CH₃COOH）=1.8×10^-5和K_a（HSCN）=0.13可知，CH₃COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同濃度的情況下HSCN溶液中H⁺的濃度大于CH₃COOH溶液中H⁺的濃度，濃度越大反應(yīng)速率越快；又酸越弱，反應(yīng)生成的相應(yīng)的鈉鹽越易水解，即c（CH₃COO^-）＜c（SCN^-），
故答案為：HSCN的酸性比CH₃COOH強，其溶液中c（H⁺）較大，故其溶液與NaHCO₃溶液的反應(yīng)速率快；＜．
（5）根據(jù)pH=-lgc（H⁺）=2，則氫離子濃度為10^-2，又Kw=c（H⁺）c（OH^-）=10^-14，所以氫氧根濃度為10^-12；由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的酸酸性強，由圖可知，HX的pH變化程度小，則HX酸性弱，電離平衡常數(shù)小，醋酸酸性強，電離程度大，則HX的電離平衡常數(shù) 小于CH₃COOH的電離平衡常數(shù)．
故答案為：小于；
（6）A．a(chǎn)點是c（H⁺）=10^-3mol/L，由于醋酸為弱酸，酸能抑制水的電離，醋酸的電離遠遠大于水的電離，所以溶液中氫離子濃度近似等于醋酸根離子濃度，故A正確．
B．溶液滿足c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），b點時，c（H⁺）＞c（OH^-），則有c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺），故B錯誤．
C、醋酸和氫氧化鈉反應(yīng)生成醋酸鈉，醋酸鈉是強堿弱酸鹽其水溶液呈堿性，當(dāng)酸堿恰好反應(yīng)時溶液應(yīng)該呈堿性，但C點溶液呈中性，說明酸過量，故C錯誤．
D、b、d兩點溶液的溫度相同，所以b、d點表示的溶液中

c(CH3COO-)c(H+)

c(CH3COOH)

均等于K，故D錯誤；
E、溶液中存在電荷守恒，b、c、d三點表示的溶液中一定都存在：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-）
故E正確；
故答案為：AE．
（7）次氯酸酸性大于HCO₃^-，小于碳酸，少量CO₂通入次氯酸鈉溶液中反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸，反應(yīng)的離子方程式為：CO₂+H₂O+ClO^-=HCO₃^-+HClO；
故答案為：CO₂+H₂O+ClO^-=HCO₃^-+HClO．

點評：本題考查弱電解質(zhì)的電離、鹽類水解的關(guān)系，酸堿混合的定性判斷，注意平衡常數(shù)K只與溫度有關(guān)，題目以圖象題的形式較好的訓(xùn)練學(xué)生利用信息來分析問題、解決問題的能力，注意把握題目的分析，題目難度中等．