Question

【題目】已知常溫下某二元弱酸（H2R）電離常數(shù)為Ka1=5×10-7，Ka2=5.6×10-11，HClO的Ka=3.0×10-8，回答下列問題：

(1)常溫下向NaClO溶液加入少量的H2R溶液發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為___________________

(2)常溫下pH＝3的HClO溶液濃度為C1，pH＝4的HClO溶液濃度為C2，則C1____10C2（填“＞”、“＜”或“＝”）

(3)常溫下2mol/L的H2R溶液的pH約為_______________

(4)常溫下0.1mol/L的NaHR溶液pH__________7（填“＞”、“＜”或“＝”），溶液中的陰陽離子的濃度由大到小的順序為___________________________________________

(5)常溫下，向10 mL 0.1 mol/LH2R溶液中滴加0.1 mol·L－1的KOH溶液V mL

①若混合后的溶液中離子濃度有如下關(guān)系：c(K＋)＝2c(R2-)＋c(HR-)，V______10（填“＞”、“＜”或“＝”）。

②當(dāng)混合后的溶液中離子濃度有如下關(guān)系：c(K＋) ＝ c(R2-)＋c(HR-)＋c(H2R)，則溶液中溶質(zhì)為_____________，V______10（填“＞”、“＜”或“＝”）。

③當(dāng)V＝30時，混合后的溶液中c(OH-)-c(H+)-c(HR-)-2c(H2R)=________mol/L。

Answer 1

【答案】ClO-+H2R=HClO+HR- ＞ 3 ＞ c(Na+)＞c(HR-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(R2-) ＜ KHR ＝ 0.025

【解析】

(1)酸的電離平衡常數(shù)H2R>HClO>HR-，則酸性H2R>HClO>HR-，所以可發(fā)生反應(yīng)：NaClO+H2R=NaHR+HClO，反應(yīng)的離子方程式是：ClO-+H2R=HClO+HR-；

(2)由于稀釋使弱酸的電離程度增大，所以若常溫下pH＝3的HClO溶液濃度為C1，pH＝4的HClO溶液濃度為C2，由于在pH=4時HClO的電離程度比pH=3時大，所以二者的濃度關(guān)系是C1>10C2；

(3) 多元弱酸溶液中的H+主要由第一步電離決定，常溫下若H2R的濃度為2mol/L，根據(jù)Ka1=，假設(shè)c(H+)=x，x2÷(2-x)=5×10-7，解得x≈10-3mol/L，故溶液的pH約為3；

(4)常溫下強(qiáng)酸弱堿鹽NaHR的水解平衡常數(shù)Kh==(10-14÷5×10-7)=2×10-8>5.6×10-11，Kh>Ka2，水解作用大于電離作用，溶液顯堿性，所以0.1mol/L的NaHR溶液pH>7；NaHR=Na+HR-，HR-在溶液中存在電離平衡，也存在水解平衡，由于水解作用大于電離作用，所以c(H2R)>c(R2-)，c(OH-)>c(H+)，但是HR-水解或電離程度是微弱的，主要以HR-的形式存在，而且溶液中還存在水電離作用，所以c(H+)>c(R2-)，因此溶液中各種微粒的濃度關(guān)系是：c(Na+)＞c(HR-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(R2-)；

(5) ①向10 mL 0.1 mol/LH2R溶液中滴加0.1 mol·L－1的KOH溶液V mL ，溶液中微粒關(guān)系是c(K＋)＝2c(R2-)＋c(HR-)，根據(jù)電荷守恒可得：c(H+)+c(K＋)＝2c(R2-)＋c(HR-)+c(OH-)，兩式相減可得c(H+)= c(OH-)，溶液顯中性，由于NaHR顯堿性，說明n(H2R)>n(KOH)，故V<10mL；

②當(dāng)混合后的溶液中離子濃度有如下關(guān)系：c(K＋)＝c(R2-)＋c(HR-)＋c(H2R)，說明在溶液中K、R元素的原子個數(shù)比為1:1，該物質(zhì)的化學(xué)式為KHR；二者恰好反應(yīng)產(chǎn)生酸式鹽，則V=10mL；

③當(dāng)V＝30mL時，發(fā)生反應(yīng)：H2R+2KOH=K2R+2H2O，KOH過量，溶液為K2R、KOH的1：1的混合物。在K2R溶液中，根據(jù)質(zhì)子守恒可得c(OH-)(水解)= c(H+)+c(HR-)+2c(H2R)，溶液中還存在KOH電離產(chǎn)生的OH-，其電離產(chǎn)生的OH-的濃度等于混合溶液中OH-總的濃度與水解產(chǎn)生的OH-濃度的差，即c(OH-)-c(H+)-c(HR-)-2c(H2R) =

(0.1mol/L×10mL)÷40mL=0.025mol/L。