高中化学问题常温下,CH3COONa和CH3COOH混合溶液 PH=7,C（Na+）=0.1mol/L 判断C（Na+）

高中化学问题
常温下,CH3COONa和CH3COOH混合溶液 PH=7,C（Na+）=0.1mol/L

判断C（Na+）=C(CH3COO-)＞C（CH3COOH）＞C(H+)C(OH-)为什么正确
C（Na+）=C(CH3COO-)我是知道因为溶液阴阳离子平衡推出 主要是后段 希望答案能详细点
C(H+)C(OH-)改成C(H+)= C(OH-) 打错了
香JUN 1年前 已收到4个回答 举报
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sue747 幼苗

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没必要计算.
因为溶液 PH=7,显中性,所以c(H+)=c(OH-),但H+和OH-的浓度很小的.
而CH3COOH电离度较小,即还有大量的CH3COOH分子未电离,所以溶液中CH3COOH的浓度也是很大的,比H+和OH-都要大.
但酸和盐共存时,考虑电离,忽略水解,所以考虑CH3COOH的电离而忽略CH3COO-的水解,这样得到c(CH3COO-)>c(CH3COOH)
综合起来就是c(CH3COO-)>c(CH3COOH)>c(H+)=c(OH-)

1年前 追问

8

香JUN 举报

为什么酸和盐共存时，考虑电离，忽略水解？

举报 sue747

不用知道原因，在中学里先记住这个，除非题目有明确信息说明考虑水解忽略电离。

liudazhi 幼苗

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1.首先是PH=7 既得C(H+)= C(OH-)
因为在溶液中C（Na+）+C(H+)=C(OH-)+C(CH3COO-) 所以C（Na+）=C(CH3COO-)
2.在这个溶液中 两种物质混合形成了缓冲溶液 乙酸钠抑制了乙酸的电离 同时乙酸抑制了乙酸钠的电离 既然乙酸被抑制了 那么溶液中一定有大量 的乙酸存在...

1年前

1

tinycheng 果实

共回答了2138个问题 举报

pH＝7，所以[OH-]=[H+]
由电荷守恒，[Na+] + [H+] = [OH-]+ [CH3COO-]
所以 [CH3COO-] = [Na+] =0.1 mol/L
醋酸的电离常数Ka = 1.8×10^-5
CH3COOH = CH3COO- + H+
x 0.1 mol/L 10^-7 mol/L
[H+] × ...

1年前

0

春春用音乐歌唱 幼苗

共回答了3个问题 举报

这个计算的话有点复杂，如果是选择题的话可以根据能够确定的部分排除法：[OH-]=[H+]=10^-7，[CH3COO-] = [Na+] =0.1 mol/L ，一般而言如果C（CH3COOH）＞C（Na+），那么醋酸的电离会大于水解，PH<7，与题目不符，同时C(H+)=C(OH-)应该是最小的，不管是电离还是水解都是一小部分。...

1年前

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