Question

【題目】Ⅰ、在水的電離平衡中，c(H＋)和 c(OH－)的關(guān)系如圖所示：

(1)100 ℃時，若向水中滴加鹽酸，___(填“能”或“不能”)使體系處于 B 點狀態(tài)。

(2)25 ℃時，將 pH＝9 的 NaOH 溶液與 pH＝4 的硫酸溶液混合，所得混合溶液的 pH＝7，則 NaOH 溶液與硫酸溶液的體積比為___。

(3)100 ℃時，若鹽酸中c(H＋)＝5×10－5 mol·L－1，則由水電離產(chǎn)生的 c(H＋)＝____。

Ⅱ、已知在 25 ℃時，醋酸、次氯酸、碳酸和亞硫酸的電離平衡常數(shù)分別為醋酸K＝1.75×10-5，次氯酸 K＝2.95×10-8，碳酸 K1＝4.30×10-7 ，K2＝5.61×10-11，亞硫酸K1＝1.54×10-2，K2＝1.02×10-7

(4)寫出碳酸的第一級電離平衡常數(shù)表達式K1＝___。

(5)在相同條件下，等濃度的 CH3COONa、NaClO、Na2CO3、NaHCO3、Na2SO3 和 NaHSO3 溶液中堿性最強的是_____。等濃度的 Na2CO3 和 NaHCO3 的混合溶液中各離子濃度大小順序為______。

(6)若保持溫度不變，在醋酸溶液中通入少量 HCl(g)，下列量會變小的是_____(填字母序號，下同)。

a．c(CH3COO-) b．c(H+) c．醋酸的電離平衡常數(shù) d．c(CH3COOH)

(7)下列離子方程式中錯誤的是_____。

a 少量 CO2 通入次氯酸鈉溶液中：CO2＋H2O＋ClO－=HCO＋HClO

b 少量 SO2 通入次氯酸鈣溶液中：Ca2+＋2ClO－＋SO2＋H2O=CaSO3↓＋2HClO

c 過量 CO2 通入澄清石灰水中：CO2＋OH－=HCO

Answer 1

【答案】不能 10：1 2×10－8 mol·L－1 Na2CO3 c(Na＋)>c()>c()>c(OH－)>c(H＋) a b

【解析】

I．(1)酸、堿的電離抑制水的電離，據(jù)此分析；

(2)25 ℃時，pH＝7的溶液顯中性，酸堿恰好完全反應(yīng)；

(3)酸溶液中氫氧根全部由水電離；

II．(5)酸的電離平衡常數(shù)越大，同濃度下酸性越強，相應(yīng)的同濃度的強堿弱酸鹽的堿性就越強；

(6)HCl可以電離出氫離子，使醋酸的電離平衡逆向移動；

(7)根據(jù)強酸制弱酸判斷。

(1)向溶液中滴加鹽酸會對水的電離起到抑制作用，氫離子濃度增大，氫氧根濃度減小，但是溫度不變，水的離子積不變，所以不會處于B點位置，應(yīng)沿曲線向右下方移動；

(2)pH＝9 的 NaOH 溶液中c(OH－)=10-5mol/L，pH=4的硫酸溶液中c(H＋)=104mol/L；設(shè)NaOH溶液的體積為V1，硫酸的體積為V2，混合后溶液pH=7，所以10-5mol/L×V1=104mol/L×V2，解得V1：V2=10:1；

(3)鹽酸中c(H＋)＝5×10－5mol·L－1，據(jù)圖可知100℃時水溶液中c(H＋)·c(OH－)=10-12，所以此時溶液中c(OH－)==2×10－8mol·L－1，，水電離產(chǎn)生的氫氧根和氫離子濃度相等，所以由水電離產(chǎn)生的 c(H＋)=2×10－8mol·L－1；

(4)碳酸的第一步電離方程式為H2CO3+H+，所以Ka1=；

(5)根據(jù)各酸的電離平衡常數(shù)可知酸性最弱的為，所以堿性最強的是Na2CO3；等濃度的Na2CO3和NaHCO3的混合溶液顯堿性，所以(OH－)>c(H＋)，碳酸根的水解程度大于碳酸氫根，所以c()>c()，所以混合溶液中c(Na＋)>c()>c()>c(OH－)>c(H＋)；

(6)a．HCl會電離出氫離子，使醋酸的電離平衡逆向移動，醋酸根濃度減小，故a符合題意；

b．HCl會電離出氫離子，所以溶液中氫離子濃度增大，故b不符合題意；

c．溫度不變醋酸的電離平衡常數(shù)不變，故c不符合題意；

d．醋酸的電離平衡逆向移動，醋酸的濃度增大，故d不符合題意；

綜上所述選a；

(7)a．根據(jù)電離平衡常數(shù)可知酸性：碳酸>次氯酸>碳酸氫根，所以即便少量二氧化碳通入次氯酸鈉溶液中也無法生成碳酸根，離子方程式為CO2＋H2O＋ClO－=HCO＋HClO，a正確；

b．次氯酸根具有氧化性，會將二氧化硫氧化成硫酸根，所以離子方程式為Ca2++ClO-+SO2+H2O=CaSO4↓+2H++Cl-，b錯誤；

c．過量CO2通入澄清石灰水中，二氧化碳會和碳酸根、水反應(yīng)生成碳酸氫根，碳酸氫鈣可溶于水，所以離子方程式為CO2＋OH－=HCO，c正確；

綜上所述答案為b。