Question

I、已知室温时，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
（1）该溶液中c（H⁺）=

 

．
（2）HA的电离平衡常数K=

 

；
（3）升高温度时，K

 

（填“增大”“减小”或“不变”）．
（4）由HA电离出的c（H⁺）约为水电离出的c（H⁺）的

 

倍．
II、已知t℃时，K_w=1×10^-13，则t℃（填“＞”、“＜”或“=”）

 

25℃．在t℃时将pH=11的NaOH溶液a L与pH=1的H₂SO₄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a?：b=

 

．

Answer 1

考点：酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算,弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：电离平衡与溶液的pH专题

分析：I．（1）c（H⁺）=c（HA）×电离度；
（2）电离平衡常数K=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

；
（3）弱电解质的电离是吸热反应，升高温度促进电离；
（4）酸溶液中水电离出的c（H⁺）等于溶液中c（OH^-）；
II．水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，水的离子积常数增大，在t℃时将pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=

10-13

10-11

mol/L=0.01mol/L，pH=1的H₂SO₄溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，若所得混合溶液的pH=2，则混合溶液中c（H⁺）=

0.1mol/L×bL-0.01mol/L×aL

(a+b)L

=0.01mol/L，据此计算a、b之比．

解答： 解：I．（1）c（H⁺）=c（HA）×电离度=0.1mol/L×0.1%=10^-4 mol/L，
故答案为：10^-4 mol/L；
（2）电离平衡常数K=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

≈

10-4×10-4

0.1

=10^-7，
故答案为：10^-7；
（3）弱电解质的电离是吸热反应，升高温度促进电离，所以其K增大，故答案为：增大；
（4）酸溶液中水电离出的c（H⁺）等于溶液中c（OH^-）=

10-14

10-4

mol/L=10^-10 mol/L，由HA电离出的c（H⁺）约为水电离出的c（H⁺）的倍数=

10-4mol/L

10-10mol/L

=10⁶，
故答案为：10⁶；
II．水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，水的离子积常数增大，所以t℃＞25℃，在t℃时将pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=

10-13

10-11

mol/L=0.01mol/L，pH=1的H₂SO₄溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，若所得混合溶液的pH=2，则混合溶液中c（H⁺）=

0.1mol/L×bL-0.01mol/L×aL

(a+b)L

=0.01mol/L，a：b=9：2，
故答案为：＞；9：2．

点评：本题考查酸碱混合溶液定性判断、弱电解质的电离等知识点，正确理解电离度、电离平衡常数、混合溶液pH计算等即可解答，会正确计算酸溶液中水电离出c（H⁺），为易错点．