Question

【題目】水是極弱的電解質，改變溫度或加入某些電解質會影響水的電離。請回答下列問題：

(1)純水在100 ℃時，pH＝6，該溫度下0.1 mol·L－1的NaOH溶液的pH＝________。

(2)25 ℃時，向水中加入少量碳酸鈉固體，得到pH為11的溶液，其水解的主要離子方程式為_______________________________________，由水電離出的

c(OH－)＝________mol·L－1。

(3)體積均為100 mL、pH均為2的一元酸HX、HY，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示，則HX是________(填“強酸”或“弱酸”)，理由是_________________________。

(4)電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度強弱的物理量。已知：

化學式	電離平衡常數(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 ℃時，等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液，溶液的pH由大到小的順序為______________________(填化學式)。

②25 ℃時，在0.5 mol·L－1的醋酸溶液中由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的________倍。

Answer 1

【答案】(1)11

(2)CO＋H2OHCO＋OH－ 10－3

(3)弱酸 稀釋相同倍數，一元酸HX的pH變化量比HY的小，說明HX存在電離平衡，故HX為弱酸

(4)①Na2CO3>NaCN>CH3COONa ②9×108

【解析】(1)根據題意可知，c(OH－)＝0.1 mol·L－1，該溫度下，Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12，則c(H＋)＝10－11mol·L－1，pH＝11。(2)碳酸根水解的離子方程式為CO＋H2OHCO＋OH－，pH＝11說明c(H＋)＝10－11mol·L－1，c(OH－)＝ mol·L－1＝10－3mol·L－1，溶液中的OH－全部是由水電離產生的。(4)①酸的酸性越弱，其對應的鹽的水解程度越大，堿性越強，pH越大，由表知酸性：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO，則pH：Na2CO3>NaCN>CH3COONa。②由醋酸的電離平衡常數的定義得K(CH3COOH)＝＝＝1.8×10－5，c(CH3COOH)≈0.5 mol·L－1，則c(H＋)≈3×10－3mol·L－1，由水電離出的氫離子濃度約為 mol·L－1，故由醋酸電離出的c(H＋)約是由水電離出的c(H＋)的＝9×108倍。