Question

已知常溫下，0.1mol/L的某一元酸HA的水溶液中，有0.1%的HA發(fā)生電離．請回答下列問題：
（1）該溶液的pH=

 

．  
（2）HA的電離平衡常數(shù)K_a=

 

．
（3）要使溶液中

c(H+)

c(HA)

值減小，可以采取的措施是

 

．（填序號）
A．加少量燒堿固體  B．通少量HCl氣體  C．加水  D．升高溫度  E．加少量NaA固體
（4）常溫下，0.1mol/L的NaA溶液顯

 

性（填“酸”、“中”或“堿”），原因是（用離子方程式表示）

 

．
（5）常溫下，已知NH₄A溶液呈中性，HA溶液滴加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，試推斷（NH₄）₂CO₃溶液的pH

 

7（填“＞”、“＜”或“=”）．

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的應用

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）溶液中c（H⁺）=0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L，pH=-lgc（H⁺）；
（2）HA的電離平衡常數(shù)K_a=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

；
（3）要使溶液中

c(H+)

c(HA)

值減小，說明改變條件導致溶液中氫離子的物質(zhì)的量減�。�
（4）常溫下，NaA為強堿弱酸鹽，弱酸根離子水解導致溶液呈堿性；
（5）常溫下，NH₄A溶液呈中性，說明一水合氨電離程度和HA電離程度相等，HA溶液滴加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA酸性大于碳酸，據(jù)此判斷（NH₄）₂CO₃溶液的pH大�。�

解答： 解：（1）溶液中c（H⁺）=0.1mol/L×0.1%=10^-4 mol/L，pH=-lgc（H⁺）=-lg10^-4 =4，故答案為：4；
（2）HA的電離平衡常數(shù)K_a=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

=

10-4×10-4

0.1

=1×10^-7或1×10^-7，故答案為：1×10^-7或1×10^-7；
（3）A．加少量燒堿固體，氫離子和氫氧根離子相互反應生成水，導致氫離子濃度降低，

c(H+)

c(HA)

值減小，故正確； 
B．通少量HCl氣體，溶液中氫離子濃度增大，則

c(H+)

c(HA)

值增大，故錯誤；
C．加水稀釋促進HA電離，則 

c(H+)

c(HA)

值增大，故錯誤；
D．升高溫度促進HA電離，則

c(H+)

c(HA)

值增大，故錯誤；
E．加少量NaA固體，酸根離子濃度增大，抑制HA電離，則

c(H+)

c(HA)

值減小，故正確；
故選AE；
（4）常溫下，NaA為強堿弱酸鹽，酸根離子水解導致溶液呈堿性，水解方程式為A^-+H₂O?HA+OH^-，故答案為：堿；A^-+H₂O?HA+OH^-；
（5）常溫下，NH₄A溶液呈中性，說明一水合氨電離程度和HA電離程度相等，HA溶液滴加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA酸性大于碳酸，則HA的電離程度大于碳酸，所以銨根離子水解程度小于碳酸根離子，（NH₄）₂CO₃溶液的pH＞7，溶液呈堿性，故答案為：＞．

點評：本題考查弱電解質(zhì)電離，明確弱電解質(zhì)電離程度與弱離子水解程度關系是解本題關鍵，知道外界條件對弱電解質(zhì)電離程度影響，題目難度不大．