Question

已知室温时，0.1mol•L-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：

Answer 1

解题思路：（1）HA电离出的c（H⁺）=0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L；

（2）由HA⇌H⁺+Ac^-，c（H⁺）=c（Ac^-）=10^-4mol/L，根据电离平衡常数表达式进行计算；

（3）温度升高促进电离，据此判断电离平衡常数变化；

（4）HA电离出的c（H⁺）为0.1mol/L×0.1%，利用Kw来计算水电离产生的氢离子浓度；

（5）升高温度，促进水的电离，Kw越大，温度越大；在t℃时，将pH=11的NaOH溶液a L与pH=1的H₂SO₄的溶液b L混合（忽略混合后溶液体积的变化），若所得混合溶液的pH=2，则硫酸过量，利用剩余氢离子的浓度计算pH．

（1）HA电离出的氢离子浓度为：c（H⁺）=0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L，则pH=-lg（10^-4）=4，

故答案为：4；

（2）由HA⇌H⁺+Ac^-，c（H⁺）=c（Ac^-）=10^-4mol/L，则电离平衡常数为：K_a=

10−4×10−4

0.1=1×10^-7，

故答案为：1×10^-7；

（3）因HA的电离过程为吸热过程，温度升高会促进电离，溶液中氢氧根离子、氢离子浓度越大，则K增大，

故答案为：增大；

（4）HA电离出的c（H⁺）=0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L，HA溶液中的氢氧根离子为水电离的，则水电离产生的氢氧根离子为：

10−14

10−4mol/L=10^-10mol/L，而水电离氢离子浓度等于氢氧根离子的浓度，c（H⁺）为10^-10mol/L，则由HA电离出的c（H⁺）约为水电离出的c（H⁺）的：

10−4

10−10=10⁶倍，

故答案为：10⁶；

（5）t℃，K_W=1×10^-13＞1×10^-14，促进了水的电离，则t℃＞25℃，

t℃时，将pH=11的NaOH溶液中氢氧根离子浓度为：

1×10−13

1×10−11mol/L=0.01mol/L，

pH=1的H₂SO₄的溶液中氢离子浓度为：0.1mol/L，

所得混合溶液的pH=2，则混合液中氢离子浓度为0.01mol/L，

则：[bL×0.1mol/L−aL×0.01mol/L/aL+bL]=0.01mol/L，

解得：a：b=9：2，

故答案为：＞；9：2．

点评：

本题考点： 弱电解质在水溶液中的电离平衡．

考点点评： 本题考查弱酸的电离、溶液pH的计算，为高频考点，侧重于学生的分析能力和计算能力的考查，明确离子的浓度、温度对电离平衡的影响及离子积的计算即可解答，难度中等．