Question

20．（1）在25℃下，將a mol•L^-1的氨水與0.01mol•L^-1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則溶液顯中（填“酸”、“堿”或“中”）性；用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$mol/L．
（2）①已知常溫常壓下，空氣中的CO₂溶于水，達到平衡時，溶液的pH=5.60，c（H₂CO₃）=1.5×10^-5mol•L^-1．若忽略水的電離及H₂CO₃的第二級電離，則H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺的平衡常數(shù)K₁=4.2×10^-7 mol•L^-1．（已知10^-5.60=2.5×10^-6）
②已知H₂CO₃的第二級電離常數(shù)K₂=5.6×10^-11，HClO的電離常數(shù)K=3.0×10^-8，寫出下列條件下所發(fā)生反應的離子方程式：
a．少量Cl₂通入到過量的Na₂CO₃溶液中：Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-．
b．Cl₂與Na₂CO₃按物質(zhì)的量之比1：1恰好反應：Cl₂+H₂O+CO₃^2-=HCO₃^-+Cl^-+HClO．
c．少量CO₂通入到過量的NaClO溶液中：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

Answer 1

分析 （1）結(jié)合溶液的電荷守恒以及電離平衡常數(shù)解答；
（2）①電離平衡常數(shù)指弱電解質(zhì)在一定條件下電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度系數(shù)次冪的乘積，與溶液中未電離分子的濃度系數(shù)次冪的乘積的比值，則H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺的平衡常數(shù)K=$\frac{c（{H}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$；
②酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，HClO的酸性比HCO₃^-強，強酸能夠制取弱酸，
a、少量氯氣通入碳酸鈉溶液中，二者反應生成碳酸氫鈉、氯化鈉和次氯酸鈉；
b、Cl₂與Na₂CO₃按物質(zhì)的量之比1：1恰好反應，反應生成碳酸氫鈉、氯化鈉和次氯酸；
c、酸性強弱HClO＞HCO₃^-，根據(jù)強酸制取弱酸知，二者反應生成碳酸氫鈉和次氯酸．

解答 解：（1）根據(jù)電荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\frac{1}{2}$×0.01mol•L^-1=0.005mol•L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=$\frac{1}{2}$amol•L^-1-0.005mol•L^-1=（0.5a-0.005）mol/L，
NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-7}×0.005}{0.5a-0.005}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$mol/L，
故答案為：中，$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$mol/L．
（2）①飽和CO₂水溶液的pH=5.60，所以c（H⁺）=10^-5.6=2.5×10^-6mol/L，c（H₂CO₃）=1.5×10^-5 mol•L^-1，
則H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺的平衡常數(shù)，K═4.2×10^-7 mol•L^-1，
故答案為：4.2×10^-7 mol•L^-1；
②a、少量氯氣通入碳酸鈉溶液中，二者反應生成碳酸氫鈉、氯化鈉和次氯酸鈉，離子方程式為：Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-，
故答案為：Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-；
b、Cl₂與Na₂CO₃按物質(zhì)的量之比1：1恰好反應，反應生成碳酸氫鈉、氯化鈉和次氯酸，離子方程式為：Cl₂+H₂O+CO₃^2-=HCO₃^-+Cl^-+HClO，
故答案為：Cl₂+H₂O+CO₃^2-=HCO₃^-+Cl^-+HClO；
c、酸性強弱HClO＞HCO₃^-，根據(jù)強酸制取弱酸知，二者反應生成碳酸氫鈉和次氯酸，離子方程式為ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-，
故答案為：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

點評 本題考查了溶液酸堿性判斷、電離平衡常數(shù)的計算以及以弱電解質(zhì)的電離為載體考查了離子方程式的書寫、酸性強弱判斷，根據(jù)電離平衡常數(shù)確定酸性強弱，再結(jié)合強酸制取弱酸來分析解答，物質(zhì)的量不同導致其反應方程式不同，為易錯點．