Question

I、已知室溫時，0.1mol/L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）由HA電離出的c（H⁺）約為水電離出的c（H⁺）的

 

倍．
II、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：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：電離平衡與溶液的pH專題

分析：I．（1）c（H⁺）=c（HA）×電離度；
（2）電離平衡常數(shù)K=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

；
（3）弱電解質(zhì)的電離是吸熱反應，升高溫度促進電離；
（4）酸溶液中水電離出的c（H⁺）等于溶液中c（OH^-）；
II．水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，水的離子積常數(shù)增大，在t℃時將pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=

10-13

10-11

mol/L=0.01mol/L，pH=1的H₂SO₄溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，若所得混合溶液的pH=2，則混合溶液中c（H⁺）=

0.1mol/L×bL-0.01mol/L×aL

(a+b)L

=0.01mol/L，據(jù)此計算a、b之比．

解答： 解：I．（1）c（H⁺）=c（HA）×電離度=0.1mol/L×0.1%=10^-4 mol/L，
故答案為：10^-4 mol/L；
（2）電離平衡常數(shù)K=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

≈

10-4×10-4

0.1

=10^-7，
故答案為：10^-7；
（3）弱電解質(zhì)的電離是吸熱反應，升高溫度促進電離，所以其K增大，故答案為：增大；
（4）酸溶液中水電離出的c（H⁺）等于溶液中c（OH^-）=

10-14

10-4

mol/L=10^-10 mol/L，由HA電離出的c（H⁺）約為水電離出的c（H⁺）的倍數(shù)=

10-4mol/L

10-10mol/L

=10⁶，
故答案為：10⁶；
II．水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，水的離子積常數(shù)增大，所以t℃＞25℃，在t℃時將pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=

10-13

10-11

mol/L=0.01mol/L，pH=1的H₂SO₄溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，若所得混合溶液的pH=2，則混合溶液中c（H⁺）=

0.1mol/L×bL-0.01mol/L×aL

(a+b)L

=0.01mol/L，a：b=9：2，
故答案為：＞；9：2．

點評：本題考查酸堿混合溶液定性判斷、弱電解質(zhì)的電離等知識點，正確理解電離度、電離平衡常數(shù)、混合溶液pH計算等即可解答，會正確計算酸溶液中水電離出c（H⁺），為易錯點．