Question

3．已知：0.1mol/LH₂A溶液中c（H⁺）=0.11mol/L．
（1）寫出H₂A的第一步電離方程式H₂A=H⁺+HA^-．
（2）0.1mol/LNaHA溶液中離子濃度從大到小的順序為c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-），其中c（H⁺）＞0.01mol/L（填“＞”、“=”或“＜”），
（3）寫出H₂A溶液與過量NaOH溶液反應的離子方程式H⁺+HA^-+2OH^-=A^2-+2H₂O

酸	電離常數（Ka）	酸	電離常數（Ka）
CH3COOH	1.8×10-5	HCN	5×10-10
H2CO3	Ka1=4.2×10-7	HClO	3×10-8
	Ka2=5.6×10-11

（4）已知：①上述四種酸中，酸性最強的是CH₃COOH；
②25℃時，0.01mol/LNaCN溶液的pH＞7；
③在濃度均為0.01mol/L的CH₃COONa、NaC10、Na₂C0₃的混合溶液中，逐滴加人0.01mo l/LHCl，則體系中酸根離子反應的先后順序為CO₃^2-、ClO^-、HCO₃^-、CH₃COO^-．

Answer 1

分析 （1）0.1mol/LH₂A溶液中c（H⁺）=0.11mol/L，則H₂A的第一步為完全電離；
（2）0.1mol/LNaHA溶液中HA^-的電離程度大于水解程度，溶液顯酸性；H₂A溶液中第一步電離出來的氫離子抑制了第二步電離，則NaHA中HA^-的電離程度大于H₂A中HA^-的電離程度；
（3）H₂A溶液中主要存在H⁺和HA^-；
（4）①電離常數越大，電解質的酸性越強；
②強堿弱酸鹽水解顯堿性；
③弱酸的酸性越弱，其酸根越易結合氫離子．

解答 解：（1）0.1mol/LH₂A溶液中c（H⁺）=0.11mol/L，則H₂A的第一步為完全電離，則H₂A的第一步電離方程式：H₂A=H⁺+HA^-；
故答案為：H₂A=H⁺+HA^-；
（2）0.1mol/LNaHA溶液中HA^-的電離程度大于水解程度，溶液顯酸性，則溶液中離子濃度大小關系為：c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）；
0.1mol/LH₂A溶液中c（H⁺）=0.11mol/L，NaHA中HA^-的電離程度大于H₂A中HA^-的電離程度，所以NaHA中c（H⁺）＞0.01mol/L；
故答案為：c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）；＞；
（3）H₂A溶液中主要存在H⁺和HA^-，則H₂A溶液與過量NaOH溶液反應的離子方程式：H⁺+HA^-+2OH^-=A^2-+2H₂O；
故答案為：H⁺+HA^-+2OH^-=A^2-+2H₂O；
（4）①電離常數越大，電解質的酸性越強，由表中數據可知，醋酸的酸性最強；故答案為：CH₃COOH；
②強堿弱酸鹽水解顯堿性，NaCN屬于強堿弱酸鹽，所以25℃時0.01mol/LNaCN溶液的pH＞7；故答案為：＞；
③弱酸的酸性越弱，其酸根越易結合氫離子，又根據弱酸的電離平衡常數可知弱酸的酸性大小順序為HCO₃^-＜HClO＜H₂CO₃＜CH₃COOH，所以體系中酸根離子反應的先后順序為CO₃^2-、ClO^-、HCO₃^-、CH₃COO^-，
故答案為：CO₃^2-、ClO^-、HCO₃^-、CH₃COO^-．

點評 本題主要考查了弱電解質的電離、離子濃度大小比較、鹽的水解原理的應用、電離常數的應用等，題目難度中等，注意根據電離平衡常數來判斷酸性強弱，注意弱酸的酸性越弱，其酸根越易水解．