Question

6．現有常溫下pH=2的鹽酸甲和pH=2的CH₃COOH溶液乙，請根據下列操作回答問題：
（1）取10mL的乙溶液，加入少量無水醋酸鈉固體（假設加入固體前后，溶液體積保持不變），醋酸的電離平衡向左（填“向左”、“向右”或“不”）移動；常溫下，另取10mL的乙溶液，加水稀釋過程中，下列表達式的數據一定增大的是BD．
A．c（H⁺）   B．$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$   C．c（H⁺）•c（OH^-）   D．$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$
（2）取等體積的甲、乙兩溶液，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和，則消耗的NaOH溶液的體積大小關系為：V（甲）＜ V（乙）（ 填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）已知25℃時，兩種酸的電離平衡常數如下：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數K1	1.8×10-5	4.3×10-7	3.0×10-8
K2	--	5.6×10-11	--

下列四種離子水解程度最大的是B．
A．HCO₃^-         B．CO₃^2-          C．ClO^-          D．CH₃COO^-
（4）常溫下，取99mL甲溶液與1mL1mol/L的NaOH溶液混合（忽略溶液體積變化），恢復至常溫時其pH=10．

Answer 1

分析 （1）向醋酸中加入醋酸鈉固體，溶液中醋酸根離子濃度增大，抑制醋酸電離；醋酸是弱電解質，加水稀釋促進醋酸電離；向醋酸中加入醋酸鈉固體，溶液中醋酸根離子濃度增大，抑制醋酸電離；
（2）pH相等的醋酸和鹽酸，醋酸的物質的量濃度大于鹽酸；
（3）電離平衡常數越大，酸的電離程度越大，溶液酸性越強，根據表中數據可知，酸性由強到弱的順序為：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-；
（4）99mL0.01mol/L的鹽酸溶液與1mL1mol/L的NaOH溶液混合溶液顯堿性．

解答 解：（1）向醋酸中加入醋酸鈉固體，溶液中醋酸根離子濃度增大，抑制醋酸電離，則醋酸的電離平衡向左移動；
A．CH₃COOH溶液加水稀釋過程，促進電離，但是溶液的體積增大的程度大于氫離子的物質的量增大程度，所以c（H⁺）減小，故A錯誤；
B．$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{Ka}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$，K不變，醋酸根離子濃度減小，則稀釋過程中比值變大，故B正確；
C．稀釋過程，促進電離，c（H⁺）減小，c（OH^-）增大，c（H⁺）•c（OH^-）=Kw，Kw不變，故C錯誤；
D．稀釋過程，促進電離，c（H⁺）減小，c（OH^-）增大，則$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$增大，故D正確；
故答案為：向左；BD；
（2）pH相等的醋酸和鹽酸，醋酸的濃度大于鹽酸，等體積等pH的兩種酸，醋酸的物質的量大于鹽酸，酸的物質的量越多需要等濃度的氫氧化鈉溶液體積越大，所以消耗的NaOH溶液的體積大小關系為：V（甲）＜V（乙），
故答案為：＜；
（3）電離平衡常數越大，酸的電離程度越大，溶液酸性越強，根據表中數據可知，酸性由強到弱的順序為：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，酸性越弱，對應的酸根離子結合氫離子的能力越強，則結合氫離子能力最強的為CO₃^2-；
故答案為：B；
（4）；99mL0.01mol/L的鹽酸溶液與1mL1mol/L的NaOH溶液混合，溶液顯堿性，c（OH^-）=$\frac{1×1-99×0.01}{100}$mol/L=10^-4mol/L，pH=10，
故答案為：10．

點評 本題考查了電離平衡常數和酸性強弱的關系、強電解質的電離平衡及其影響等知識，題目難度中等，注意明確弱電解質的電離平衡及其影響因素，明確酸堿混合的定性判斷方法．