Question

【題目】水溶液中存在多種平衡，請回答下列問題。

(1)有下列幾種溶液：a.NH3·H2O b.CH3COONa c.NH4Cl d.NaHSO4常溫下呈酸性的有_________(填序號)。

(2)已知25℃ 時，醋酸的Ka=1.8×10-5 ，碳酸的Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11。有①NaHCO3溶液，②CH3COONa溶液，③NaOH溶液各25 mL，濃度均為0.1mol/L三種溶液的pH由大到小順序為______________（請序號）；已知NaHCO3溶液呈堿性，該溶液中除水的電離外還存在著兩個平衡，用電離方程式或離子方程式表示：_________________、_________________，該溶液中的離子濃度由大到小的順序是： __________________。

(3)有濃度均為0.1 mol/L的 ①鹽酸 ②硫酸 ③醋酸三種溶液，(請用序號填空) 三種溶液的pH由大到小的順序為____________________；中和一定量NaOH溶液生成正鹽時，需上述三種酸的體積大小關(guān)系為________________。

Answer 1

【答案】cd ③①② HCO3-H++CO32- HCO3-+H2OH2CO3+OH- c(Na+)>c(HCO3-)> c(OH-)>c(H+)>c(CO32-) ③>①>② ②<③=①

【解析】

(1)弱酸根離子水解顯酸性，電離出氫離子的物質(zhì)其水溶液顯酸性；

(2)Ka越大，酸性越強，其對應(yīng)鹽的水解程度越��；NaHCO3溶液中HCO3-存在電離平衡和水解平衡，HCO3-水解程度大于電離程度而使溶液呈堿性，溶液中存在電荷守恒，無論電離程度還是水解程度都較�。�

(3)氫離子濃度越大，酸性越強，其pH越小，氫離子濃度越小，消耗堿的量越少。

(1) a.NH3·H2O是一元弱堿，在溶液中存在電離平衡：NH3·H2ONH4++OH-，最終達到平衡時，溶液中c(OH-)>c(H+) ，溶液顯堿性，a錯誤；

b.CH3COONa是強堿弱酸鹽，在溶液中CH3COO-發(fā)生水解反應(yīng)，消耗水電離產(chǎn)生的H+，破壞了水的電離平衡，水進一步發(fā)生電離作用，最終達到平衡時，溶液中c(OH-)>c(H+)，溶液顯堿性，b錯誤；

c.NH4Cl是強酸弱堿鹽，在溶液中NH4+發(fā)生水解反應(yīng)，消耗水電離產(chǎn)生的OH-，破壞了水的電離平衡，水進一步發(fā)生電離作用，最終達到平衡時，溶液中c(H+)>c(OH-) ，溶液顯酸性，c正確；

d.NaHSO4強酸的酸式鹽，在水中NaHSO4完全電離出氫離子而使溶液呈強酸性，d正確；

所以呈酸性的溶液是氯化銨和硫酸氫鈉，合理選項是cd；

(2)Ka越大，酸性越強，其對應(yīng)鹽的水解程度越小，等濃度的鹽溶液的堿性就越小，由于醋酸的電離平衡常數(shù)大于碳酸的第一步電離平衡常數(shù)，所以濃度均為0.1mol/L三種溶液，溶液的堿性NaHCO3溶液大于CH3COONa溶液；即pH：①>②，但鹽的水解程度是微弱的，鹽水解產(chǎn)生的OH-小于等濃度的一元強堿電離產(chǎn)生的OH-的濃度，因此pH最大的為NaOH溶液，所以pH由大到小順序為③①②；

NaHCO3溶液中HCO3-存在電離平衡和水解平衡，方程式分別為：HCO3-H++CO32-、HCO3-+H2OH2CO3+OH-；HCO3-無論是發(fā)生電離還是發(fā)生水解都會使碳酸氫根離子濃度減小，而鈉離子不水解，碳酸氫根離子水解，所以c(Na+)>c(HCO3-)，溶液顯堿性，說明HCO3-水解程度大于HCO3-的電離程度而使溶液呈堿性，所以c(OH-)>c(H+)，但水解是微弱的，溶液中陰離子主要以HCO3-存在，所以c(HCO3-)> c(OH-)，溶液中碳酸氫根離子電離出氫離子和碳酸根離子、水電離出氫離子，所以c(H+)>c(CO32-)，故溶液中各種離子濃度大小順序是c(Na+)>c(HCO3-)> c(OH-)>c(H+)> c(CO32-)；

(3)硫酸為二元強酸，鹽酸為一元強酸，醋酸為一元弱酸，等濃度時硫酸中氫離子濃度最大，醋酸中氫離子濃度最小，溶液中氫離子濃度越大，溶液的pH就越小，所以三種溶液的pH由大到小的順序為③>①>②；

氫離子濃度越小，消耗堿的量越少，即氫離子濃度越小，中和一定量NaOH溶液生成正鹽時，消耗酸的體積越大，所以消耗三種酸的體積有小到大的為②<③=①。