Question

19．25℃時有甲、乙、丙三種溶液，甲為0.1mol•L^-1 NaOH溶液，乙為0.1mol•L^-1HCl溶液，丙為0.1mol•L^-1CH₃COOH溶液，請回答下列問題：
（1）甲溶液的pH=13，丙溶液的pH＞1（填“＜”、“＞”或“=”）．
（2）乙溶液中由水電離出的c（H⁺）=10^-13mol•L^-1．
（3）寫出丙的電離方程式CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-，其電離平衡常數表達式K_a=$\frac{c（{H}^{+}）．c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$．
（4）向丙中加入乙，會抑制（“抑制”或“促進”）丙的電離，c（H⁺）增大（填“增大”、“減小”或“不變”），丙的電離平衡常數K_a不變（填“增大”、“減小”或“不變”）．
（5）各取25mL的乙、丙兩溶液，分別用甲中和至pH=7，則消耗甲的體積大小關系為V（乙）大于V （丙） （填“大于”、“小于”或“等于”）．

Answer 1

分析 （1）先計算溶液中c（H⁺），再根據pH=-lgc（H⁺）計算溶液的pH；醋酸是弱電解質，在水溶液中部分電離；
（2）酸溶液中水電離出的c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（{H}^{+}）}$；
（3）醋酸是弱電解質，在水溶液中部分電離；其電離平衡常數等于c（CH₃COO^-）、c（H⁺）之積與c（CH₃COOH）的比；
（4）向丙中加入乙，會產生同離子效應而抑制丙電離；電離平衡常數只與溫度有關；
（5）NaCl是強酸強堿鹽，其水溶液呈中性，醋酸鈉是強堿弱酸鹽，其水溶液呈堿性，要使醋酸鈉溶液呈中性，醋酸應該稍微多些．

解答 解：（1）甲溶液中c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{0.1}$mol/L=10^-13 mol/L，pH=-lgc（H⁺）=-lg10^-13=13；
丙中醋酸是弱電解質，在水溶液中部分電離，所以氫離子濃度小于酸濃度，則該溶液中c（H⁺）＜0.1mol/L，所以溶液的pH＞1，
故答案為：13；＞；
（2）酸溶液中水電離出的c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（{H}^{+}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{0.1}$mol/L=10^-13 mol/L，故答案為：10^-13；
（3）醋酸是弱電解質，在水溶液中部分電離，其電離方程式為CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-；其電離平衡常數等于c（CH₃COO^-）、c（H⁺）之積與c（CH₃COOH）的比，所以Ka=$\frac{c（{H}^{+}）．c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$，
故答案為：CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-；Ka=$\frac{c（{H}^{+}）．c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$；
（4）向丙中加入乙，乙電離出氫離子而導致溶液中c（H⁺）增大，會產生同離子效應而抑制丙電離，則抑制丙電離；電離平衡常數只與溫度有關，溫度不變，電離平衡常數不變，
故答案為：抑制；增大；不變；
（5）NaCl是強酸強堿鹽，其水溶液呈中性，醋酸鈉是強堿弱酸鹽，其水溶液呈堿性，要使醋酸鈉溶液呈中性，醋酸應該稍微多些，所以各取25mL的乙、丙兩溶液，分別用甲中和至pH=7，則消耗甲的體積大小關系為V（乙）＞V （丙），且乙和甲的體積相等，故答案為：大于．

點評 本題考查弱電解質的電離及酸堿混合溶液定性判斷等知識點，為高頻考點，明確弱電解質電離特點及弱電解質電離影響因素是解本題關鍵，注意（4）中電離平衡常數只與溫度有關，與溶液酸堿性及濃度無關，題目難度不大．