Question

已知0.1mol/L H₂SO₄在水中的第一步電離是完全的，第二步電離并不完全。常溫下有0.1mol/L的以下幾種溶液的電離度（即已經(jīng)電離的分子數(shù)占原來分子總數(shù)的百分數(shù)）如下表，回答下列問題：

①H2SO4溶液中的HSO4–	②NaHSO4溶液中的HSO4–	③CH3COOH	④HCl溶液
10％	29％	1.33％	100％

（1）寫出H₂SO₄在水中的電離方程式　　　　　　　　　　 　　　　　　　 　 　。
（2）常溫下，題設條件下的①溶液中c(H⁺)＝　　　　　    　。
（3）常溫下，pH相同的上述幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是（填序號）　 。
（4）若將10mL題設條件下的NaHSO₄溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，則混合后溶液中離子濃度由大到小順序為                                              。
（5）根據(jù)題設條件計算CH₃COOH的電離常數(shù)K_a＝         。若常溫下，將b mol·L^–1的CH₃COONa液與0.01 mol·L^–1的鹽酸等體積混合，反應達平衡時，測得溶液的pH＝7，用含b的代數(shù)式表示CH₃COOH的電離常數(shù)K_a＝                   。

Answer 1

（1）H₂SO₄＝HSO₄^–+H⁺     HSO₄^–H⁺+ SO₄^2–  （2分） （2）0.11 mol·L^–1（2分）
（3）③②④①或③＞②＞④＞①   （2分）
（4）c(Na⁺)＞c(SO₄^2–)＞c(OH^–)＞c(HSO₄^–)＞c(H⁺)     （2分）
（5）1.77×10^–5或1.8×10^–5 （2分）或（b－0.01）×10^－5（2分）

解析試題分析：（1）已知0.1mol/L H₂SO₄在水中的第一步電離是完全的，第二步電離并不完全，所以硫酸在水中的電離方程式為H₂SO₄＝HSO₄^–+H⁺     HSO₄^–H⁺+ SO₄^2–。
（2）H₂SO₄  ＝   HSO₄^–  +   H⁺
0.1mol/L    0.1mol/L   0.1mol/L
HSO₄^–           H⁺+ SO₄^2–
0.1mol/L×10%   0.1mol/L×10%
所以溶液中氫離子濃度＝0.1mol/L＋0.1mol/L×10%＝0.11mol/L
（3）硫酸是二元酸，第一步完全電離，第二步部分電離。鹽酸是一元酸，完全電離。硫酸氫鈉中HSO₄^－的電離程度強于醋酸的電離程度，所以常溫下，pH相同的上述幾種溶液，其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是③＞②＞④＞①。
（4）將10mL題設條件下的NaHSO₄溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，二者恰好反應生成硫酸鈉，但由于SO₄^2－水解SO₄^2－＋H₂OHSO₄^－＋OH^－，因此溶液顯堿性。又因為水還電離出OH^－，所以溶液中離子濃度大小順序是c(Na⁺)＞c(SO₄^2–)＞c(OH^–)＞c(HSO₄^–)＞c(H⁺)。
（5）醋酸的電離度是1.33%，則
CH₃COOHCH₃COO^－         ＋    H^＋
起始濃度（mol/L）   0.1         0                0
轉化濃度（mol/L） 0.1×1.33%  0.1×1.33%    0.1×1.33%
平衡濃度（mol/L）0.1－0.00133  0.00133       0.00133
所以該溫度下醋酸的電離常數(shù)＝＝＝1.77×10^–5
反應達平衡時，測得溶液的pH＝7，則根據(jù)電荷守恒可知c(CH₃COO^－)＋c(Cl^－)＋c(OH^–)＝c(Na^＋)＋c(H⁺)，因此c(OH^–)＝c(H⁺)＝10^－7mol/L、c(CH₃COO^－)＋c(Cl^－)＝c(Na^＋)＝0.5bmol/L，所以c(CH₃COO^－)＝c(Na^＋)－c(Cl^－)＝0.5bmol/L－0.005mol/L。根據(jù)物料守恒可知溶液醋酸的濃度是0.5bmol/L－(0.5bmol/L－0.005mol/L)＝0.005mol/L，所以該溫度下醋酸的電離常數(shù)＝＝＝（b－0.01）×10^－5
考點：考查弱電解質(zhì)的電離、氫離子濃度與電離平衡常數(shù)計算以及溶液中離子濃度大小比較