Question

【題目】已知部分弱酸的電離常數(shù)如下表：

弱酸	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離常數(shù)(25 ℃)	Ka＝1.8×10－5	Ka＝5.0×10－10	Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝5.6×10－11

請回答下列問題：

(1)25 ℃時，在某二元酸 H2A 溶液中存在的所有微粒為：H+、OH-、HA-、A2-、H2O，寫出 H2A 的 電離方程式_____。

(2)25 ℃時，在 0.5 mol·L－1 的醋酸溶液中由醋酸電離出的[H＋]約是_________，是該溶液 中由水電離出的[H＋]的_____倍，醋酸的電離度為_____(填百分?jǐn)?shù))

(3)寫出向氰化鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式：______________________________。

(4)25 ℃時，CH3COOH 與 CH3COONa 的混合溶液，若測得混合液 pH＝6，則溶液中[CH3COO－]-[Na＋]=_____(填準(zhǔn)確數(shù)值)。

(5)25 ℃時，將 a mol·L－1 的醋酸與 b mol·L－1 氫氧化鈉溶液等體積混合，反應(yīng)后溶液恰好顯中性， 用 a、b 表示醋酸的電離常數(shù)為_____。

Answer 1

【答案】H2A=H++HA- HA-H++A2- 3×10-3 mol·L－1 9×108 0.6% CN－＋CO2＋H2O===HCO3－＋HCN 9.9×10－7 mol·L－1 b×10－7/(a－b)

【解析】

(1)根據(jù)溶液中存在的粒子種類進(jìn)行分析；

(2)根據(jù)醋酸的電離平衡常數(shù)，計算此時溶液中醋酸電離出的氫離子濃度和水電離出的氫離子濃度；

(3)根據(jù)H2CO3、HCN、HCO3的酸性強(qiáng)弱進(jìn)行分析；

(4)根據(jù)電荷守恒進(jìn)行分析；

(5) K= c(CH3COO-) c(H+)/c(CH3COOH)，計算出各個量的濃度，表示出K；

(1)由于二元酸H2A溶液中存在HA-，不存在H2A分子，則說明H2A為強(qiáng)酸，HA-為弱酸，故其電離方程式為：H2A=H++HA- ；HA-H++A2-；

(2)醋酸中存在電離平衡，則c(CH3COO-)=c(H+)= mol/L，根據(jù)醋酸的電離平衡常數(shù)表達(dá)式可得到0.5mol/L的醋酸電離出的c(H+)為 =3×10-3 mol/L，水電離產(chǎn)生的氫離子濃度為1014/3×10-3mol/L，則由醋酸電離出的c(H+)約為水電離出的c(H+)的9×108倍；

(3)酸性強(qiáng)弱順序?yàn)?/span>H2CO3>HCN>HCO3，所以向氰化鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為CN-+CO2+H2O= HCO3+HCN；

(4)25℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合溶液pH=6，則c(H+)=10-6mol/L，c(OH-)=10-8mol/L，根據(jù)電荷守恒關(guān)系有c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，則c(CH3COO-)-c(Na+)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7molL-1；

(5)將a mol·L－1的醋酸溶液與b mol·L－1的氫氧化鈉溶液等體積混合,溶液呈中性,說明醋酸過量,醋酸和氫氧化鈉溶液發(fā)生反應(yīng)生成醋酸鈉和水,溶液中c(CH3COOH)= (a－b)/2 molL-1，達(dá)到電離平衡時,溶液呈中性,氫離子濃度是1×10-7molL-1,c(Na)=c(CH3COO-)=b/2 molL-1,則K= c(CH3COO-) c(H+)/c(CH3COOH)= b×10－7/(a－b);