Question

【題目】表是25℃時(shí)四種酸的電離平衡常數(shù)：

化學(xué)式	CH3COOH	HA	HNO2	H2CO3
Ka	Ka=1.8×10﹣5	Ka=4.9×10﹣10	Ka=4.6×10﹣4	Ka1 =4.1×10﹣7 Ka2 =5.6×10﹣11

（1）用離子方程式表示NaNO2溶液呈堿性的原因
（2）25℃時(shí)，向向0.1molL﹣1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c（CH3COOH）：c（CH3COO﹣）=5：9，此時(shí)溶液pH=
（3）寫出NaA溶液中通少量CO2的離子方程式
（4）25℃時(shí)，等物質(zhì)的量濃度的HA、NaA混合溶液呈堿性，溶液中各離子濃度的大小順序?yàn)?/span>
（5）已知HNO2不穩(wěn)定，在稀溶液中也易分解生成NO與NO2 ， 某同學(xué)分別取少量NaCl溶液與NaNO2溶液于試管中，分別滴加濃醋酸，以此來鑒別失去標(biāo)簽的NaCl溶液和NaNO2溶液，該方法（填“可行”或“不可行”），理由是
（6）已知NaHCO3溶液中存在HCO3H++CO32﹣ ， 加水稀釋時(shí)溶液中的c（H+）將（填“增大”或“減小”）

Answer 1

【答案】
（1）NO2﹣+H2O?HNO2+OH-
（2）5
（3）A﹣+CO2+H2O=HA+HCO3﹣
（4）c（Na+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
（5）可行； NaNO2+CH3COOH?CH3COONa+HNO2,2HNO2=H2O+NO+NO2,HNO2不穩(wěn)定會分解,使平衡不斷朝生成亞硝酸的方向移動,可觀察到有紅棕色氣體產(chǎn)生,故此方法可行
（6）增大
【解析】解：（1）用離子方程式表示NaNO2溶液是強(qiáng)堿弱酸鹽，水解溶液呈堿性，方程式為：NO2﹣+H2OHNO2+OH﹣，所以答案是：NO2﹣+H2OHNO2+OH﹣；（2）醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=1.8×10﹣5= ，已知c（CH3COOH）：c（CH3COO﹣）=5：9，則c（H+）=1.8×10﹣5× =1×10﹣5mol/L，則該溶液的pH=5，所以答案是：5；（3）由電離平衡常數(shù)可知，酸性H2CO3＞HA＞HCO3﹣，所以NaA溶液中通少量CO2的離子方程式為：A﹣+CO2+H2O=HA+HCO3﹣，

所以答案是：A﹣+CO2+H2O=HA+HCO3﹣；（4）25℃時(shí)，等物質(zhì)的量濃度的HA、NaA混合溶液中，HA的Ka=4.9×10﹣10，所以NaA的水解Kh= ＞Ka，所以水解大于電離，以水解為主溶液呈堿性，所以離子濃度大小為：c（Na+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+），所以答案是：c（Na+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）；（5）醋酸微弱電離出氫離子與NO2﹣結(jié)合成HNO2，而HNO2不穩(wěn)定，在稀溶液中也易分解生成NO與生成紅棕的NO2，

所以答案是：可行，NaNO2+CH3COOHCH3COONa+HNO2，2HNO2=H2O+NO+NO2，HNO2不穩(wěn)定會分解，使平衡不斷朝生成亞硝酸的方向移動，可觀察到有紅棕色氣體產(chǎn)生，故此方法可行；（6）NaHCO3溶液中HCO3的水解程度大于電離程度，溶液顯堿性，加水稀釋時(shí)溶液堿性減弱，氫離子濃度增大，所以答案是：增大．

【考點(diǎn)精析】解答此題的關(guān)鍵在于理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡的相關(guān)知識，掌握當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時(shí)，弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)；電離平衡是化學(xué)平衡的一種，同樣具有化學(xué)平衡的特征．條件改變時(shí)平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理．