Question

【題目】Ⅰ.某溫度下，純水中的c(H+)=2.0×10-7mol·L-1，則此時(shí)溶液的c(OH-)=____ mol·L-1，這種水顯____(填“酸”“堿”或“中”)性；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H+)=5.0×10-6 mol·L-1，則c(OH-)=__ mol·L-1。

Ⅱ. (1)在2mL 0.1mol·L-1的NaCl溶液中，加入2mL 0.1mol·L-1的AgNO3溶液，可觀察到____，此反應(yīng)的離子方程式為______________。 將此混合液過(guò)濾，濾渣加入2mL 0.1mol·L-1的KI溶液，攪拌，可觀察到_______________， 反應(yīng)的離子方程式為____________。

(2)下列說(shuō)法不正確的是___。

A.用稀鹽酸洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl小

B.所有物質(zhì)的溶解都是吸熱的

C. 沉淀反應(yīng)中常加過(guò)量的沉淀劑，其目的是使沉淀完全

D.除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀Mg2+比用效果好，說(shuō)明 Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大

Ⅲ. 25 ℃，兩種常見(jiàn)酸的電離常數(shù)如下表所示。

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10-2	6.3×10-8
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11

(1) 的電離常數(shù)表達(dá)式 K =_____________。

(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為______________。

Answer 1

【答案】2.0×10-7 中 8×10-9 白色沉淀 Ag++Cl-=AgCl↓ 白色沉淀變?yōu)辄S色沉淀 AgCl(s)+I-(aq)AgI(s)+Cl-(aq) BD

【解析】

根據(jù)弱電解質(zhì)的電離平衡原理及平衡常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行相關(guān)計(jì)算；根據(jù)沉淀溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化規(guī)律判斷反應(yīng)現(xiàn)象及書(shū)寫(xiě)相關(guān)離子方程式；根據(jù)溶度積常數(shù)與溶解度的關(guān)系分析解答。

Ⅰ.純水中水電離的氫離子濃度等于氫氧根濃度，所以c(H+)=2.0×10-7mol·L-1時(shí)，溶液的c(OH-)=c(H+)=2.0×10-7mol·L-1，此時(shí)溶液呈中性；電離平衡常數(shù)K=c(OH-)c(H+)=2.0×10-7 ×2.0×10-7=4.0×10-14，滴入稀鹽酸使c(H+)=5.0×10-6mol·L-1，則；

Ⅱ. (1)反應(yīng)生成氯化銀和硝酸鈉，觀察到白色沉淀，離子反應(yīng)為Ag++Cl-=AgCl↓，AgCl中加入2mL 0.1mol/L的KI溶液發(fā)生沉淀的轉(zhuǎn)化，生成AgI，觀察到白色沉淀轉(zhuǎn)化為黃色沉淀，離子反應(yīng)為AgCl(s)+I-(aq) AgI(s)+Cl-(aq)；

(2)A.氯化銀沉淀溶解平衡中存在溶度積常數(shù)，Ksp=c(Ag+)c(Cl)，銀離子濃度增大，平衡向沉淀方向進(jìn)行；用稀鹽酸洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl小，故A正確；

B.物質(zhì)的溶解度大部分隨溫度的升高而增加，大部分物質(zhì)的溶解是吸熱的，有些物質(zhì)溶解度隨溫度升高減小，有些物質(zhì)溶解時(shí)放熱的，故B錯(cuò)誤；

C. 為使離子完全沉淀，加入過(guò)量的沉淀劑，能使離子沉淀完全，故C正確；

D. Mg(OH)2的溶解度比MgCO3小，故D錯(cuò)誤；

故答案為BD；

Ⅲ. (1)HSO3的電離方程式為：HSO3H++SO32-，平衡常數(shù)表達(dá)式為K=；

(2)由表可知H2SO3的二級(jí)電離小于H2CO3的一級(jí)電離，所以酸性強(qiáng)弱H2SO3>H2CO3>HSO3-，所以反應(yīng)的主要離子方程式為H2SO3+HCO3=HSO3+CO2↑+H2O。