Question

（1）已知常溫時，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，則該溶液的pH=

 

，此酸的電離平衡常數(shù)K=

 

，由HA電離出的H+的濃度約為水電離出的H⁺的濃度的

 

倍．
（2）含有弱酸HA和其鈉鹽NaA的混合溶液，在化學(xué)上用作緩沖溶劑．向其中加入少量酸或堿時，溶液的酸堿性變化不大．
①向該溶液中加入少量鹽酸時，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式是

 

，向其中加入少量KOH溶液時，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式是

 

．
②現(xiàn)將0.04mol?L^-1HA溶液和0.02mol?L^-1NaOH溶液等體積混合，得到緩沖溶液．
a、若HA為CH₃COOH，該溶液顯酸性，則溶液中c（Na⁺）

 

c（CN^-）（填“＜”、“=”或“＞”）．
b、若HA為CH₃COOH，該溶液顯酸性，溶液中所有的離子按濃度由大到小排列的順序是

 

．

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,離子濃度大小的比較

專題：

分析：（1）依據(jù)弱電解質(zhì)的電離度分析計算PH，計算平衡濃度結(jié)合電離平衡常數(shù)概念計算平衡常數(shù)，根據(jù)水的離子積計算水電離的氫離子濃度；
（2）①含有弱酸HA和其鈉鹽NaA的混合溶液，向其中加入少量酸或堿時，溶液的酸堿性變化不大，是由于加入酸時生成弱電解質(zhì)，加入堿時生成正鹽，溶液中氫離子或氫氧根離子濃度變化不大而起到緩沖作用；
②a、從溶液電中性的角度比較離子濃度大�。�
b、若HA為CH₃COOH，該溶液顯酸性，說明c（H⁺）＞c（OH^-），結(jié)合溶液電中性原則分析．

解答： 解：（1）已知常溫時，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，依據(jù)電離度=

[H+]

c(HA)

；得到[H⁺]=0.1mol/L×0.1%=1×10^-4mol/L，PH=4；依據(jù)電離平衡HA?H⁺+A^-，K=

[H+]?[A-]

[HA]

=

10-4×10-4

0.1-10-4

=1×10^-7mol/L；由HA電離出來的H⁺的濃度為1×10^-4mol/L，依據(jù)[H⁺][A^-]=10^-14得到水電離出來的H⁺的濃度為10^-10mol/L；所以由HA電離出來的H⁺的濃度約為水電離出來的H⁺的濃度的10⁶倍，
故答案為：4；1×10^-7mol/L；10⁶；
（2）①含有弱酸HA和其鈉鹽NaA的混合溶液，向其中加入少量酸或堿時，溶液的酸堿性變化不大，是由于加入酸時發(fā)生：A^-+H⁺?HA，加入堿時發(fā)生：HA+OH^-?H₂O+A^-，溶液中氫離子或氫氧根離子濃度變化不大而起到緩沖作用，
故答案為：A^-+H⁺?HA；HA+OH^-?H₂O+A^-；
②a、該溶液顯堿性，則c（H⁺）＜c（OH^-），根據(jù)溶液電中性原則可知c（Na⁺）+c（H⁺）=C（CN^-）+c（OH^-），則c（Na⁺）＞c（CN^-），故答案為：＞；
b、若HA為CH₃COOH，該溶液顯酸性，說明c（H⁺）＞c（OH^-），根據(jù)溶液電中性原則可知c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺），故答案為：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

點評：本題考查化學(xué)平衡常數(shù)及計算、離子濃度大小比較，題目難度中等，本題易錯點為（2），注意緩沖溶液的原理．