Question

【題目】25℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	1.7×10﹣5molL﹣1	K1=4.4×10﹣7molL﹣1 K2=5.6×10﹣11molL﹣1	3.0×10﹣8molL﹣1

請回答下列問題：

（1）同濃度的CH3COO﹣、HCO3﹣、CO32﹣、ClO﹣結合H+的能力由強到弱的順序為________。

（2）常溫下0.1molL﹣1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數據一定變小的是________（填字母序號，下同）。

A．c（H+） B．c(H+)/c(CH3COOH) C．c（H+）c（OH﹣） D．c(OH-)/ c（H+） E．c(H+)c(CH3COO-)/ c(CH3COOH)

若該溶液升高溫度，上述5種表達式的數據增大的是________。

（3）體積為10mL pH=2的醋酸溶液與一元酸HX溶液分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程pH變化如圖：

則HX的電離平衡常數________（填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的平衡常數．稀釋后，HX溶液中由水電離出來的c（H+）________（填“大于”、“等于”或“小于”）醋酸的溶液中由水電離出來的c（H+），理由是____________________。

（4）已知100℃時，水的離子積為1×10﹣12， 該溫度下測得某溶液pH=7，該溶液顯________（填“酸”、“堿”或“中”）性．將此溫度下pH=1的H2SO4溶液aL與pH=11的NaOH溶液bL混合，若所得混合液pH=2，則a∶b=________。

Answer 1

【答案】CO32﹣＞ClO﹣＞HCO3﹣＞CH3COO﹣ A ABCE 大于 大于 HX酸性強于CH3COOH的，稀釋后HX溶液中的c（H+）小于CH3COOH溶液中的c（H+），所以其對水電離的抑制能力也較弱 堿 11∶9

【解析】

(1)酸的電離平衡常數越大，酸性越強，其陰離子結合氫離子能力越弱，由于電離平衡常數CH3COOH＞H2CO3＞HCO3-＞HClO，則同濃度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-結合H+的能力由強到弱的順序為：CO32-＞ClO-＞HCO3-＞CH3COO-，故答案為：CO32-＞ClO-＞HCO3-＞CH3COO-；

(2)A.0.1molL-1的CH3COOH溶液加稀釋過程中，溶液中氫離子濃度減小，故A正確；B.0.1molL-1的CH3COOH溶液加水稀釋，促進CH3COOH的電離，n(H+)增大，n(CH3COOH)減小，則=增大，故B錯誤；C．Kw=c(H+)c(OH-)只受溫度的影響，溫度不變則其值是一個常數，故C錯誤；D．醋酸用水稀釋，溶液的酸性減弱，c(H+)減小，水的離子積不變，則c(OH-)增大，所以 增大，故D錯誤；E. 為醋酸的電離平衡常數，由于溫度不變，則水的電離平衡常數不變，故E錯誤；故選A；若升高該溶液的溫度，醋酸、水的電離程度都增大，則溶液中氫離子、氫氧根離子濃度都增大。A．升高溫度后溶液中氫離子濃度c(H+)增大，故A正確；B．升高溫度后氫離子、氫氧根離子濃度都增大，醋酸的濃度減小，則 的比值增大，故B正確；C．c(H+)c(OH-)為水的離子積，升高溫度后水的電離程度增大，則水的離子積增大，故C正確；D．升高溫度后氫氧根離子、氫離子濃度都增大，但氫離子濃度增大的幅度大于氫氧根離子，所以 的比值減小，故D錯誤；E. 為醋酸的電離平衡常數，升高溫度后產生的電離平衡常數增大，故E正確；故選ABCE，故答案為：A；ABCE；

(3)根據圖象分析知道，起始時，兩種溶液中c(H+)相同，c(較弱酸)＞c(較強酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大，故在整個稀釋過程中較弱酸的c(H+)一直大于較強酸的c(H+)，稀釋相同倍數，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強，電離平衡常數大；HX酸性強于CH3COOH，稀釋后HX溶液中c(H+)小于CH3COOH溶液中的c(H+)，對水的電離的抑制能力小于醋酸，因此稀釋后，HX溶液中由水電離出來的c(H+)大于醋酸的溶液中由水電離出來的c(H+)，故答案為：大于；大于；HX酸性強于CH3COOH，稀釋后HX溶液中的c(H+)小于CH3COOH溶液中的c(H+)，所以其對水電離的抑制能力也較弱；

(4)100℃時，水的離子積為1×10-12，c(H+)=10-6mol/L，pH=6，為中性溶液，該溫度下測得某溶液pH=7＞6，溶液顯堿性，將此溫度下pH=1的H2SO4溶液aL與pH=11的NaOH溶液bL混合，若所得混合液pH=2說明溶液顯酸性，c(H+)= =10-2mol/L，解得a∶b=11∶9，故答案為：堿；11∶9。