Question

【題目】下表是25℃時某些弱酸額的電離平衡常數(shù)。

(1)H2C2O4與含等物質(zhì)的量的KOH的溶液反應(yīng)后所得溶液呈______(填“酸性”、“堿性”或“中性”)，該溶液中各離子濃度由大到小的順序為_______。

(2)向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)：c(CH3COO-)=5：9，此時溶液pH=_______。

(3)向碳酸鈉溶液中滴加少量氯水的離子方程式為________。

(4)若0.1mol/LCH3COOH溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=8，則c(Na+)-c(CH3COO-)=_______mol/L(填精確計算結(jié)果)。

(5)將CH3COOH溶液與大理石反應(yīng)所產(chǎn)生的標(biāo)況下44.8L氣體全部通入到2L1.5mol/L的NaOH溶液中充分反應(yīng)，則溶液中所有離子的物質(zhì)的量濃度關(guān)系為______。

(6)已知某溫度下，0.10mol/LNH4Cl溶液的pH=5，則該溫度下NH3·H2O的電離常數(shù)約為________。

Answer 1

【答案】酸性 c(K+)>c(HC2O4-)>c(H+)>c(C2O42-)>c(OH-) 5 2CO32-+Cl2+H2O=Cl-+ClO-+2HCO3- 9.9×10-7 c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+)

【解析】

(1)H2C2O4與含等物質(zhì)的量的KOH的溶液反應(yīng)后得到KHC2O4，結(jié)合草酸的電離平衡常數(shù)分析溶液酸堿性和溶液中離子濃度大�。�

(2)根據(jù)醋酸的電離平衡常數(shù)=1.8×10-5，c(CH3COOH)：c(CH3COO-)=5：9，求出溶液中氫離子的濃度，再根據(jù)pH=-lgc(H+)計算；

(3)根據(jù)酸性HCl>H2CO3>HClO>HCO3-，結(jié)合強酸可以制備弱酸分析；

(4)0.1mol/LCH3COOH溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，恰好反應(yīng)產(chǎn)生CH3COONa，結(jié)合電荷守恒及溶液的pH計算；

(5)先判斷CO2和NaOH溶液反應(yīng)的產(chǎn)物，然后根據(jù)水解來解答；

(6)設(shè)該溫度下水的離子積為Kw，0.10mol/LNH4Cl溶液的pH=5，溶液中c(H+)=1.0×10-5mol/L，c(NH3·H2O)=1.0×10-5mol/L，則此時溶液中氫氧根離子濃度為：c(OH-)=，由于水解程度較小，則銨根離子濃度約為0.1mol/L，據(jù)此結(jié)合電離平衡常數(shù)的表達式列式計算。

(1)H2C2O4與等物質(zhì)的量的KOH的溶液反應(yīng)后得到KHC2O4，該鹽是強堿弱酸鹽，在溶液中HC2O4-發(fā)生電離作用：HC2O4-H++C2O42-，根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知Ka2=6.4×10-5，也存在水解作用：HC2O4-+H2OH2C2O4+OH-，其水解平衡常數(shù)Kh=<6.4×10-5，說明HC2O4-電離程度大于其水解程度，所以溶液顯酸性；KHC2O4在溶液中發(fā)生電離：KHC2O4=K++HC2O4-，HC2O4-在溶液中既發(fā)生電離作用，也發(fā)生水解作用而消耗，所以c(K+)>c(HC2O4-)，HC2O4-電離程度大于其水解程度。c(H+)>c(OH-)，溶液中的H+既有HC2O4-電離產(chǎn)生，也有水電離產(chǎn)生，則c(H+)>c(C2O42-)，HC2O4-電離程度大于其中水的電離程度，則c(C2O42-)>c(OH-)，故該物質(zhì)的水溶液中各種離子濃度大小關(guān)系為：c(K+)>c(HC2O4-)>c(H+)>c(C2O42-)> c(OH-)；

(2)醋酸的電離平衡常數(shù)表達式K==1.8×10-5，而c(CH3COOH)：c(CH3COO-)=5：9，則=9：5，所以c(H+)=1.8×10-5，所以c(H+)=1.8×10-5mol/L，所以溶液的pH=5；

(3)由于酸性HCl>H2CO3>ClO>HCO3-，根據(jù)酸性強的可以制備弱酸弱的，所以向碳酸鈉溶液中滴加少量氯水的離子方程式為2CO32-+Cl2+H2O=Cl-+ClO-+2HCO3-；

(4)0.1mol/LCH3COOH溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合，二者恰好反應(yīng)產(chǎn)生CH3COONa，該溶液pH=8，則c(H+)=10-8mol/L，根據(jù)水的離子積為10-14，則c(OH-)=10-6mol/L在溶液中存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，則c(Na+)-c(CH3COO-)=c(OH-)-c(H+)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7mol/L；

(5)將CH3COOH溶液與大理石反應(yīng)所產(chǎn)生的標(biāo)況下44.8L氣體全部通入到2L 1.5mol/L的NaOH溶液中充分反應(yīng)，CO2與NaOH的物質(zhì)的量之比=2：3，則CO2與NaOH都完全反應(yīng)，所得產(chǎn)物為Na2CO3和NaHCO3，設(shè)所得產(chǎn)物中含Na2CO3為xmol，NaHCO3為ymol，則：x+y=0.1，2x+y=0.15，聯(lián)立方程解得x=y=0.05，所以產(chǎn)物為0.05molNa2CO3，0.05molNaHCO3，因CO32-水解，溶液呈堿性，溶液呈堿性，則c(OH-)>c(H+)，鹽水解程度較小，則c(HCO3-)>c(CO32-)，水中OH-來源于CO32-、HCO3-水解及水的電離，水的電離程度很小，則為：c(CO32-)>c(OH-)，所以溶液中離子濃度大小關(guān)系c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)> c(H+)；

(6)已知某溫度下，0.10mol/LNH4Cl溶液的pH=5，溶液中c(H+)=1.0×10-5mol/L，c(NH3·H2O)=1.0×10-5mol/L，則此時溶液中氫氧根離子濃度為：c(OH-)==mol/L，由于水解程度較小，則c(NH4+)=0.1mol/L，則該溫度下NH3·H2O的電離平衡常數(shù)K==。