Question

已知室溫時，0.1mol?L^-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，回答下列問題：
（1）該溶液中c（H⁺）=

 

．
（2）HA的電離平衡常數(shù)K=

 

；
（3）升高溫度時，K

 

（填“增大”“減小”或“不變”）．
（4）此溶液中，由HA電離出的c（H⁺）約為水電離出的c（H⁺）的

 

倍．
（5）已知t℃時，K_w=1×10^-13，則t℃（填“＞”、“＜”或“=”）

 

25℃．在t℃時將pH=11的NaOH溶液a L與pH=1的H₂SO₄溶液b L混合（忽略混合后溶液體積的變化），若所得混合溶液的pH=2，則a：b=

 

．

Answer 1

考點(diǎn)：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）HA電離出的c（H⁺）=0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L；
（2）由HA?H⁺+Ac^-，c（H⁺）=c（Ac^-）=10^-4mol/L，根據(jù)電離平衡常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行計算；
（3）溫度升高促進(jìn)電離，據(jù)此判斷電離平衡常數(shù)變化；
（4）HA電離出的c（H⁺）為0.1mol/L×0.1%，利用Kw來計算水電離產(chǎn)生的氫離子濃度；
（5）升高溫度，促進(jìn)水的電離，Kw越大，溫度越大；在t℃時，將pH=11的NaOH溶液a L與pH=1的H₂SO₄的溶液b L混合（忽略混合后溶液體積的變化），若所得混合溶液的pH=2，則硫酸過量，利用剩余氫離子的濃度計算pH．

解答： 解：（1）HA電離出的氫離子濃度為：c（H⁺）=0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L，則pH=-lg（10^-4）=4，
故答案為：4；
（2）由HA?H⁺+Ac^-，c（H⁺）=c（Ac^-）=10^-4mol/L，則電離平衡常數(shù)為：K_a=

10-4×10-4

0.1

=1×10^-7，
故答案為：1×10^-7；
（3）因HA的電離過程為吸熱過程，溫度升高會促進(jìn)電離，溶液中氫氧根離子、氫離子濃度越大，則K增大，
故答案為：增大；
（4）HA電離出的c（H⁺）=0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L，HA溶液中的氫氧根離子為水電離的，則水電離產(chǎn)生的氫氧根離子為：

10-14

10-4

mol/L=10^-10mol/L，而水電離氫離子濃度等于氫氧根離子的濃度，c（H⁺）為10^-10mol/L，則由HA電離出的c（H⁺）約為水電離出的c（H⁺）的：

10-4

10-10

=10⁶倍，
故答案為：10⁶；
（5）t℃，K_W=1×10^-13＞1×10^-14，促進(jìn)了水的電離，則t℃＞25℃，
t℃時，將pH=11的NaOH溶液中氫氧根離子濃度為：

1×10-13

1×10-11

mol/L=0.01mol/L，
pH=1的H₂SO₄的溶液中氫離子濃度為：0.1mol/L，
所得混合溶液的pH=2，則混合液中氫離子濃度為0.01mol/L，
則：

bL×0.1mol/L-aL×0.01mol/L

aL+bL

=0.01mol/L，
解得：a：b=9：2，
故答案為：＞；9：2．

點(diǎn)評：本題考查弱酸的電離、溶液pH的計算，為高頻考點(diǎn)，側(cè)重于學(xué)生的分析能力和計算能力的考查，明確離子的濃度、溫度對電離平衡的影響及離子積的計算即可解答，難度中等．