Question

【題目】部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：

（1）室溫下①0.1 mol·L－1 HCOONa，②0.1 mol·L－1 NaClO，③0.1 mol·L－1 Na2CO3，④0.1 mol·L－1

NaHCO3溶液的pH由大到小的關(guān)系為_____________________________________。

（2）濃度均為0.1 mol·L－1的Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中，SO、CO、HSO、HCO濃度由大到小的順序為___________________________________。

（3）下列離子方程式正確的是________(填字母)。

a.2ClO－＋H2O＋CO2===2HClO＋CO b.2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑

c.H2SO3＋2HCOO－===2HCOOH＋SO d.Cl2＋H2O＋2CO===2HCO＋Cl－＋ClO－

（4）某溫度(T ℃)下的溶液中，c(H＋)＝10－xmol·L－1，c(OH－)＝10－y mol·L－1，x與y的關(guān)系如圖所示.

① 此溫度下，0.01mol/L的NaOH溶液中水電離出的OH-濃度為_____。

②在此溫度下，0.1 mol·L－1的NaHSO4溶液與0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液按下表中甲、乙、丙、丁不同方式混合：

	甲	乙	丙	丁
0.1 mol·L－1Ba(OH)2溶液體積/mL	10	10	10	10
0.1 mol·L－1NaHSO4溶液體積/mL	5	10	15	20

按丁方式混合后，所得溶液顯________(填“酸”“堿”或“中”)性．寫出按乙方式混合后，反應(yīng)的離子方程式：__________________________。按甲方式混合后，所得溶液的pH為________。

Answer 1

【答案】 3241 SO32->CO32-> HCO3- >HSO3- bd 10-10mol/L 中性 中性 11

【解析】（1）四種鹽溶液均為強堿弱酸鹽，水解均顯堿性，形成該鹽的酸越弱，該鹽的水解能力越強，堿性就越強；從表中得出酸性大小關(guān)系為：HCOOH>H2CO3>HClO>HCO3-,所以鹽溶液的pH由大到小的關(guān)系為③>②>④>①；正確答案：③>②>④>①。

（2）根據(jù)兩種鹽溶液均為強堿弱酸鹽，水解均顯堿性，形成該鹽的酸越弱，該鹽的水解能力越強，堿性就越強；從表中得出酸性大小關(guān)系為：HSO3->HCO3-,所以Na2CO3溶液水解能力強，剩余的c（CO）濃度小，生成的c(HCO)多，因此四種離子濃度由大到小的順序為：SO32->CO32-> HCO3- >HSO3- ；正確答案：SO32->CO32-> HCO3- >HSO3-。

（3）由于酸性H2CO3>HClO>HCO3-,根據(jù)強酸制備弱酸規(guī)律，ClO－＋H2O＋CO2===HClO＋HCO3-，a錯誤；由于酸性HCOOH> H2CO3，根據(jù)強酸制備弱酸規(guī)律，反應(yīng)可以發(fā)生，b正確；由于酸性.H2SO3> HCOOH> HSO3-，H2SO3＋ HCOO－===HCOOH＋HSO3-，c錯誤；由于酸性HCl>H2CO3>HClO>HCO3-,該反應(yīng)能夠發(fā)生，d正確；正確選項bd。

（4）①根據(jù)圖像可知：KW=10-12，根據(jù)公式：（c(OH-)(堿)+ c(OH-)(水)）×c(H＋)（水）= KW=10-12，（0.01+ c(OH-)(水)）×c(H＋)（水）=10-12，由于c(OH-)(水)= c(H＋)（水），所以近似計算得到c(OH-)(水)= c(H＋)（水）=10-10 mol·L－1；正確答案10-10 mol·L－1。

②0.1 mol·L－1的NaHSO4溶液20 mL和0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液10 mL混合后，氫離子和氫氧根離子恰好完全反應(yīng)，生成硫酸鈉、硫酸鋇和水，溶液呈中性；按乙方式混合后

氫氧根離子有剩余，溶液顯堿性，離子方程式為Ba2++SO42-+H++OH-=BaSO4↓+H2O；甲方式混合后，溶液顯堿性，剩余c(OH-)=（0.1×2×10×10-3-0.1×5×10-3）/(10+5)×10-3=0.1 mol·L－1,由于KW=10-12，所以c(H＋)=10-11 mol·L－1, 所得溶液的pH為11；正確答案：中性；11。