Question

高中化学：一道水解平衡的选择题》》》

现有常温下的四分溶液：(1)0.01mol/L的CH3COOH；(2)0.01mol/L的HCl；(3)pH=12的氨水；(4)pH=12的NaOH溶液。下列说法错误的是（ ）{此题多选}

（A）(1)中水电离程度最小，(3)中水电离程度最大（如何判断大小？这题如何判断）
（B）将四分溶液稀释相同倍数后，溶液的pH：(3)>(4);(2)>(1)（稀释前后有何不同）
（C）将(1)(4)混合，若有c(CH3COO-)>c(H+)，则混合液一定呈碱性（这个完全不懂）

请选出正确答案，并就三个选项表达你的见解，谢谢~！

Answer 1

A:首先要知道：酸碱抑制水的电离，可以由酸碱的pH值准确算出水的电离。所以要比较的就是各溶液的pH值。（1）＞2；（2）=2；（3）=12；（4）=12；所以）(1)中水电离程度最大，另外3种溶液均相等。
计算方法举例（2）：C（H）=0.01，Kw=10^-14，C（OH）=10^-12，C（H）水=10^-12，水电离度=C（OH）·C（H）水=10^-24
B:首先要知道：稀释会降低溶液浓度，对强酸（碱）、弱酸（碱）的稀释效果是一样的。不同之处在于弱酸（碱）是不完全电离的。这时要分清两点：PH值相同的强弱酸（碱），开始的浓度是弱酸（碱）的高；弱酸（碱）会随浓度的降低提高他的电离程度。
这种判断题永远记住两点：1.相同浓度的，强酸（碱）PH值永远比弱酸（碱）要低（高）；2.PH初始相同的，稀释后弱酸（碱）PH永远要比强酸（碱）要低（高)
本题2、4为强酸碱，可以看做一个整体，初始PH如A题，根据上述判断，(3)>(4);(2)＜(1)
C：将(1)(4)混合，可得0.01mol的CH3COONa，因为是强碱弱酸盐，所以必定是碱性。
计算方法如下：
c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(Na+)
c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=0.01(这里要除2，因为体积加倍，但便于理解没有除)
c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH)，所以c(OH-)＞c(H+)
选C

Answer 2

A错，弱酸和弱碱在水中都只是部分电离，而强酸和强碱在水中则是完全电离，都抑制水的电离。
B对，弱酸和弱碱加相同倍数的水稀释，变化会比较小。
C错，不一定是碱性，因为加入醋酸至中性，也是c(CH3COO-)>c(H+）。

Answer 3

1 、c(H+) <0.01mol/L 2、c(H+)=0.01mol/L 3、c(OH-)=0.01mol/L 4,c(OH-) =0.01mol/L
由kw=c(H+)c(OH-)知（1）中水电离程度最大，其它的水电离程度相同。（酸碱溶液抑制水产电离，若常温酸、碱溶液的PH之和为14,则抑制能力相同）

四溶液稀释相同倍数后，强酸、强碱溶液的浓度随溶液的体积的增大而减小（反比例），而弱酸、弱碱溶液在稀释过程中，又会有部分分子发生电离。也就是说，强酸比弱酸的PH减小的更快
溶液的pH：(3)>(4);(2)>(1)

平时要学会建立常见的模型：不妨设以等物质的量的CH3COOH与NaOH混合，这我们较熟悉：生成CH3COONa，溶液显碱性
不难看出溶液中各离子浓度关系：
c(Na+) > c(CH3COO-) > c(OH-) > c(H+)
若NaOH很少,溶液显酸性
c(CH3COO-)>c(Na+) > c(H+)>c(OH-)

则：A×C× B√

Answer 4

A.等浓度的CH3COOH和氨水电离程度相同，浓度越大电离程度越小。pH=12的氨水中c(OH-)=0.01mol/L,氨水的浓度远大于0.01mol/L，所以水电离程度最小是(3)，HCl和NaOH是强电解质完全电离。
B..因为弱电解质稀释过程中会继续电离，所以稀释相同的倍数，溶液的pH：(3)>(4)；因为HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质，相同浓度时，HCl酸性强于CH3COOH，pH（1)>(2)
C：(1)、(4)无论怎样混合，多只含4种离子，CH3COO-、H+、OH-、Na+,由电荷守恒c(CH3COO-)+c(OH-）=c(Na+)+c(H+)，若有c(CH3COO-)>c(H+)，不能得出H+、OH-的大小关系。