Question

水是极弱的电解质，改变温度或加入某些电解质会影响水的电离．请回答下列问题：
（1）纯水在100℃时，pH=6，该温度下0.1mol?L^-1的NaOH溶液中，溶液的pH=

 

．
（2）25℃时，向水中加入少量碳酸钠固体，得到pH为11的溶液，其水解的离子方程式为

 

，由水电离出的c（OH^-）=

 

 mol?L^-1．
（3）体积均为100mL、pH均为2的盐酸与一元酸HX，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示，则HX是

 

（填“强酸”或“弱酸”），理由是

 

．
  （4）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的物理量．

化学式	电离常数（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11

①25℃时，等浓度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液和CH₃COONa溶液，溶液的pH由大到小的顺序为

 

（填化学式）．
②25℃时，在0.5mol/L 的醋酸溶液中由醋酸电离出的c（H⁺）约是由水电离出的c（H⁺）的

 

倍．

Answer 1

考点：水的电离,pH的简单计算,离子浓度大小的比较

专题：

分析：（1）先计算出0.1 mol?L^-1的NaOH中c（H⁺），再根据pH=-lg[H⁺]计算出溶液的pH；
（2）碳酸钠溶液中CO₃^2-部分水解生成碳酸氢根和氢氧根离子，其水解方程式为：CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OH^-；pH=13的碳酸钠溶液中氢离子是由水电离产生的，水电离产生的c（H⁺）等于溶液中水电离出c（OH ^-），故水电离出c（OH ^-）=c（H⁺）=10^-3mol/L；
（3）由图可知，稀释相同倍数时HCl的pH变化大，则酸性HCl＞HX；
（4）①根据酸的电离常数进行分析判断，电离常数越大，对应盐的水解程度越小，溶液的pH越小；
②0.5mol/L 的醋酸电离出的c（H⁺）为

1.8×10-5

×0.5mol/L，利用Kw来计算水电离产生的氢离子浓度，然后比较即可．

解答： 解：（1）纯水中的[H⁺]=[OH^-]，pH=6，[H⁺]=[OH^-]=1×10^-6mol?L^-1，K_W=1×10^-6×1×10^-6=1×10^-12，0.1mol?L^-1的NaOH溶液中氢氧根离子浓度为0.1mol/L，c（H⁺）=1×10^-11mol?L^-1，pH=-lg[H⁺]=11，故答案为：11；　
（2）碳酸钠溶液中CO₃^2-部分水解生成碳酸氢根和氢氧根离子，其水解方程式为：CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OH^-，pH=13的碳酸钠溶液中氢离子是由水电离产生的，水电离产生的c（H⁺）等于溶液中水电离出c（OH ^-），故水电离出c（OH ^-）=c（H⁺）=10^-3mol/L，故答案为：CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OH^-； 10^-3；
（3）由图可知，稀释相同倍数时HCl的pH变化大，则酸性HCl＞HX，故HX为弱酸，故答案为：弱酸； 稀释相同倍数，一元酸HX的pH变化量比HCl的小，说明HX存在电离平衡，故HX为弱酸；
（4）①根据图表数据分析，电离常数：醋酸＞HCN＞碳酸氢根离子，所以等浓度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液水解程度为：Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa，故溶液的pH为：Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa；故答案为：Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa；
②0.5mol/L 的醋酸电离出的c（H⁺）为

1.8×10-5

×0.5mol/L，水电离产生的氢离子浓度为

10-14

1.8×10-5

mol/L，则由HAC电离出的c（H⁺）约为水电离出的c（H⁺）的9×10⁸故答案为：9×10⁸．

点评：本题考查盐类水解的应用，溶液酸碱性和pH的计算判断，溶液中离子浓度的大小比较，综合性较强，要注意碳酸是二元弱酸分步电离，第二步电离比HCN小．