【題目】部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表。

弱酸

HCOOH

H2S

H2SO3

電離平衡常數(shù)

(25)

K=1.8×10-4

K1=9.1×10-8

K2=1.1×10-12

K1=1.23×10-2

K2=6.6×10-8

(1)物質(zhì)的量均為0.1mol/L的溶液HCOONaNaHSNa2SO3,pH最大的是________(填編號(hào))

(2)設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)證明HCOOH為弱酸

(3)室溫下,下列溶液中水電離出的c(H)由大到小的順序?yàn)?/span>________(填編號(hào))

pH=12的NaOH溶液 NaCl溶液 pH=6的NH4Cl溶液 0.01mol/L醋酸

(4)二元酸H2A在水中存在以下電離:H2A=H+HA,HAH+A2-,試回答下列問(wèn)題:

NaHA溶液呈 (填“酸性”、“堿性”、“中性” )

某溫度下,10mL、0.1mol/LNaHA溶液中加入0.1mol/LKOH溶液VmL至中性,此時(shí)溶液中以下關(guān)系一定正確的是( )

A.溶液的pH=7 B.Kw=c2(OH) C.V=10 D.c(K)< c(Na)

(5)如圖橫坐標(biāo)為室溫下溶液的pH,縱坐標(biāo)為金屬離子物質(zhì)的量濃度的對(duì)數(shù)(當(dāng)溶液中金屬離子濃度≤10-5mol/L時(shí),可認(rèn)為沉淀完全)。試回答:

腐蝕銅板的溶液中,若Cu2+、Fe3+、Fe2+濃度均為0.1mol/L,向混合溶液中通入氨氣調(diào)節(jié)溶液的pH=5.6時(shí),溶液中存在的金屬陽(yáng)離子為

從圖中的數(shù)據(jù)計(jì)算可得Fe(OH)2溶度積Ksp[Fe(OH)2]= 。

【答案】(1)(2)(2分)室溫時(shí),測(cè)定0.1mol/L HCOOH溶液的pH>1或室溫時(shí),測(cè)定HCOONa溶液的pH>7;(其它合理的答案也可)

(3) (4)酸性; BD (5)Cu2+、Fe2+ 10-17或1×10-17

【解析】

試題分析:(1)由電離平衡常數(shù)可知酸性:H2SO3>HCOOH>HSO3->H2S>HS-,酸性越弱,相同條件下等濃度的強(qiáng)堿鹽溶液的pH越大,則HCOONaNaHSNa2SO3pH最大的是;

(2)可根據(jù)HCOOH不能完全電離或HCOO-發(fā)生水解來(lái)證明HCOOH為弱酸,具體方法為室溫時(shí),測(cè)定0.1mol/L HCOOH溶液的pH>1或室溫時(shí),測(cè)定HCOONa溶液的pH>7;

(3)pH=12的NaOH溶液抑制水的電離; NaCl溶液對(duì)水的電離沒(méi)有影響; pH=6的NH4Cl溶液因NH4+的水解促進(jìn)水的電離; 0.01mol/L醋酸溶液抑制水的電離,但醋酸是弱酸,對(duì)水的電離抑制能力比相同濃度的NaOH溶液弱,四種溶液中水電離出的c(H)由大到小的順序?yàn)?/span>

(4)由HA-H++A2-可知,Na2A為強(qiáng)堿弱酸鹽;NaHA為酸式鹽,H2A第一步完全電離,所以HA-只電離,不發(fā)生水解,HA-電離生成氫離子,所以溶液顯酸性;

A.由于溫度不知道,故中性時(shí)溶液pH不能確定,故A錯(cuò)誤;B.中性c(OH-)=c(H+),Kw=c(OH-)c(H+)=KW=c2(OH-),故B正確;C.HA- OH-恰好反應(yīng)時(shí)生成A2-,溶液呈堿性,已知溶液為中性,說(shuō)明NaHA溶液有剩余,故V<10,故C錯(cuò)誤;D.根據(jù)C選項(xiàng)判斷,NaHA過(guò)量,所以c(K+)<c(Na+),故D正確;故答案為BD;

(5)向混合溶液中通入氨氣調(diào)節(jié)溶液的pH=5.6時(shí),由圖象可知易生成Fe(OH)3沉淀,溶液中存在的金屬陽(yáng)離子為Cu2+、Fe2+

由圖象可知:c(Fe2+)=1.0×10-5(molL-1),c(OH-)=1.0×10-6(molL-1),Ksp[Fe(OH)2]=c(Fe2+)×c2(OH-)=1.0×10-17(molL-1)3。

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