Question

18．常溫下，用 0.1000mol/LNaOH溶液滴定 20.00mL0.1000mol/LCH₃COOH溶液，請回答下列問題：
（1）當滴加1.00mLNaOH溶液時，溶液中各離子濃度的大小順序：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（2）當NaOH溶液滴加到20.00mL時，溶液的pH＞7，用離子方程式說明理由CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-；
（3）已知常溫下醋酸的電離常數約為2.0×10^-5，則0.1000mol/LCH₃COOH溶液中，氫離子的濃度是1.414×10^-3 mol/L；
（4）已知常溫時，難溶物質Fe（OH）₃的溶度積為4.0×10^-38．若要使加入的FeCl₃在pH=3的醋酸溶液中不出現沉淀，溶液中的Fe³⁺離子濃度不得超過4×10^-5mol/L；若要在0.1000mol/LNaOH溶液中滴加FeCl₃不產生沉淀，滴加FeCl₃后的溶液中的Fe³⁺離子濃度不得超過4×10^-35mol/L．

Answer 1

分析 （1）當滴加NaOH時，溶液中溶質為醋酸鈉和醋酸，且醋酸電離程度大于醋酸根離子水解程度，導致溶液呈酸性，醋酸的電離程度也較小，據此判斷離子濃度大小；
（2）當NaOH溶液滴加到20.00mL時，二者恰好完全反應生成強堿弱酸鹽醋酸鈉，醋酸根離子水解導致溶液呈堿性；
（3）c（H⁺）=$\sqrt{{K}_{a}．c（C{H}_{3}COOH）}$；
（4）pH=3的溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-3}}$mol/L=10^-11 mol/L，溶液中c（Fe³⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（O{H}^{-}）^{3}}$；0.1000mol/LNaOH溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，溶液中c（Fe³⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（O{H}^{-}）^{3}}$．

解答 解：（1）當滴加NaOH時，溶液中溶質為醋酸鈉和醋酸，且醋酸電離程度大于醋酸根離子水解程度，導致溶液呈酸性，醋酸的電離程度也較小，則溶液中離子濃度大小順序是c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故答案為：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（2）當NaOH溶液滴加到20.00mL時，二者恰好完全反應生成強堿弱酸鹽醋酸鈉，醋酸根離子水解導致溶液呈堿性，溶液的pH＞7，其水解方程式為CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-，
故答案為：＞；CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-；
（3）c（H⁺）=$\sqrt{{K}_{a}．c（C{H}_{3}COOH）}$=$\sqrt{2×1{0}^{-5}×0.1000}$mol/L=1.414×10^-3 mol/L，
故答案為：1.414×10^-3 mol/L；
0.1000mol/L×2.0×10^-5=；
（4）pH=3的溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-3}}$mol/L=10^-11 mol/L，溶液中c（Fe³⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（O{H}^{-}）^{3}}$=$\frac{4.0×1{0}^{-38}}{1{0}^{-33}}$mol/L=4×10^-5mol/L；0.1000mol/LNaOH溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，溶液中c（Fe³⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（O{H}^{-}）^{3}}$=$\frac{4.0×1{0}^{-38}}{0.001}$mol/L=4×10^-5mol/L，
故答案為：4×10^-5mol/L；4×10^-35mol/L．

點評 本題考查酸堿混合溶液定性判斷及溶度積常數有關計算，為高頻考點，側重考查學生分析計算能力，明確弱電解質電離、溶度積常數基本原理是解本題關鍵，知道離子濃度大小比較方法，題目難度不大．