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	3.0×10﹣8 molL﹣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．c（H+）c（OH﹣）
D． E．
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】
（1）CO32﹣＞ClO﹣＞HCO3﹣＞CH3COO﹣
（2）A,ABCE
（3）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
（4）堿,11：9
【解析】解：（1）平衡常數越大，則其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﹣；

（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溶液加稀釋過程中，各個微粒濃度減小，同時醋酸的電離向右移動，c（H+）減小的程度小于c（CH3COOH）的減小程度，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．醋酸稀釋，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，

若該溶液升高溫度，醋酸、水的電離程度對增大，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，但氫氧根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，
（3）根據圖象分析知道，起始是兩種溶液中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的，稀釋后HX溶液中c（H+）小于CH3COOH溶液中的c（H+），所以對水的抑制能力減弱；
（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，該溶液顯堿性，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，

a：b=11：9；
所以答案是：（1）CO32﹣＞ClO﹣＞HCO3﹣＞CH3COO﹣；（2）A；ABCE；（3）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．（4）堿； 11：9；
【考點精析】解答此題的關鍵在于理解弱電解質在水溶液中的電離平衡的相關知識，掌握當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態；電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征．條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理．