Question

【題目】亞硝酸（HNO2）為一元弱酸，其性質(zhì)與硝酸相似。已知：298K時，四種物質(zhì)的電離平衡常數(shù)（K）如下表。

	HNO2	NH3·H2O	H2CO3	H2SO3
K（mol·L-1）-2	5.1×10-4	1.8×10-5	Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.61×10-11	Ka1=1.3×10﹣2 Ka2=6.3×10﹣8

（1）下列不能說明HNO2是弱電解質(zhì)的是_____。

A.常溫下0.1 mol·L-1 NaNO2溶液的pH＞7

B.用一定濃度HNO2溶液做導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)，燈泡很暗

C.等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液分別與足量鋅反應(yīng)，HNO2放出的氫氣較多

D.常溫下，0.1mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.3

（2）298K時，將10mL 0.1mol·L-1的亞硝酸溶液與10mL 0.1mol·L-1氨水混合，所得溶液為_____（填“酸性”、“堿性”或“中性”），原因是___________________________。

（3）若將pH=2的HNO2、HCl兩溶液分別加水稀釋，pH變化如右圖所示，判斷曲線I對應(yīng)的溶液為_______（填化學(xué)式）。圖中a、b、c三點(diǎn)對應(yīng)溶液的導(dǎo)電能力由強(qiáng)到弱的順序是

________（用a、b、c表示，下同）；溶液中水的電離程度由強(qiáng)到弱的順序是________。

（4）依據(jù)提供數(shù)據(jù)回答下列問題。

①求298K時，NaHSO3溶液中HSO3-水解平衡常數(shù)Kh =____；由此可判斷HSO3-水解程度______電離程度（填“＞”、“＜”或“＝”）。

②H 2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為______。

（5）298K時，向含有2mol Na2CO3的溶液中加入1mol的HNO2后，則溶液中CO32-、HCO3-和NO2-的離子濃度由大到小是_______。

Answer 1

【答案】 B 酸性 反應(yīng)恰好生成的亞硝酸銨，亞硝酸根離子水解呈堿性，銨根離子水解呈酸性，但是亞硝酸根離子水解程度小于銨根離子，故呈酸性 HCl b>a>c c > a > b 7.7×10﹣13 ＜ H2SO3＋HCO=HSO＋CO2↑＋H2O [HCO3-]＞[NO2-]＞[CO32-]

【解析】（1）A、NaNO2溶液pH＞7，則NaNO2為弱酸強(qiáng)堿鹽，說明HNO2是弱電解質(zhì)，故A錯誤；B、燈泡很暗只能說明離子濃度小，濃度小的強(qiáng)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性也很弱，導(dǎo)電性與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無關(guān)，故B正確；C、等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液分別與足量鋅反應(yīng)，HNO2放出的氫氣較多，說明HNO2溶液存在大量未電離的HNO2分子，則HNO2為弱電解質(zhì)，故C錯誤；D、0.1mol/L的亞硝酸溶液的pH約為2.3，則亞硝酸部分電離，說明HNO2是弱電解質(zhì)，故D錯誤。故選B。

（2）將10mL 0.1mol·L-1的亞硝酸與10mL 0.1mol·L-1氨水混合，恰好完全反應(yīng)生成NH4NO2。亞硝酸根離子水解呈堿性，銨根離子水解呈酸性，由表格可知HNO2的電離常數(shù)大于NH3·H2O的電離常數(shù)，則亞硝酸根離子水解程度小于銨根離子，溶液顯酸性。

故答案為：酸性；反應(yīng)恰好生成的亞硝酸銨，亞硝酸根離子水解呈堿性，銨根離子水解呈酸性，但是亞硝酸根離子水解程度小于銨根離子，故呈酸性。

（3）HNO2是弱酸，部分電離，pH=2的HNO2中有大量未電離的HNO2。兩溶液加水稀釋相同的倍數(shù)，HNO2的pH變化較小，故曲線I對應(yīng)的溶液為HCl；溶液的導(dǎo)電能力和氫離子濃度大小有關(guān)，濃度越大，導(dǎo)電能力越強(qiáng)。根據(jù)pH可知，a、b、c三點(diǎn)對應(yīng)溶液的氫離子濃度大小順序?yàn)椋?/span>b＞a＞c，所以導(dǎo)電能力由強(qiáng)到弱的順序是b＞a＞c。酸對水的電離起到抑制作用，酸中氫離子濃度越小，抑制作用越小，則水的電離程度越大，所以溶液中水的電離程度由強(qiáng)到弱的順序是c > a > b；

故答案為：HCl；b＞a＞c；c > a > b；

①H2SO3一級電離為：H2SO3HSO3-+H+，Ka1=1.3×10﹣2；HSO3-的水解HSO3-+H2OH2SO3+OH-，Kh=Kw/Ka1=10﹣14/1.3×10﹣2=7.7×10﹣13。HSO3-的電離常數(shù)為Ka2=6.3×10﹣8，Ka2＞Kh，則HSO3-的水解程度小于電離程度。

故答案為：7.7×10﹣13 ；＜ 。

②根據(jù)電離常數(shù)可得酸性強(qiáng)弱順序：H2SO3＞H2CO3＞HSO3-＞HCO3-；根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸原理，H 2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)，生成CO2和HSO3-，離子方程式為：H2SO3＋HCO3-=HSO3-＋CO2↑＋H2O。

故答案為：H2SO3＋HCO3-=HSO3-＋CO2↑＋H2O；

③根據(jù)電離常數(shù)可知，酸性強(qiáng)弱HNO2＞H2CO3＞HCO3-。向含有2mol Na2CO3的溶液中加入1molHNO2后，方程式為：Na2CO3＋HNO2=NaHCO3＋NaNO2，剩余1molNa2CO3；即所得溶液溶質(zhì)為1molNaNO2、1molNaHCO3、1molNa2CO3；因?yàn)樗嵝?/span>HNO2＞H2CO3＞HCO3-，所以CO32-的水解程度大于NO2-的水解程度，所以n(CO32-)＜n(NO2-)＜1mol；HCO3-電離常數(shù)Ka1=5.61×10-11，水解常數(shù)Kh=10-14/4.2×10-7，則HCO3-的水解大于電離，CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度，且CO32-水解生成HCO3-，所以n(HCO3-)＞1mol。則溶液中CO32-、HCO3-和NO2-的離子濃度由大到小是：c(HCO3-)＞c(NO2-)＞c(CO32-)。

故答案為：c(HCO3-)＞c(NO2-)＞c(CO32-)。