Question

【題目】（1）100°C時，KW=1.0×10﹣12，在該溫度下，測得0.1mol/LNa2A溶液pH=6．

①H2A在水溶液中的電離方程式為_____；

②體積相等pH=1的鹽酸與H2A溶液分別與足量的Zn反應(yīng)，與鹽酸相比，H2A溶液產(chǎn)生的H2____（填“多”、“少”或“一樣多”）．

（2）將0.4 mol/L HB溶液與0.2 mol/L NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液中c（Na+）＞c（B－）。

①混合溶液中c（B﹣）_____c（HB）（填“＞”、“＜” 或“=”）；

②混合溶液中c（HB）+ c（B－）_____0.2mol/L（填“＞”、“＜”或“=”）．

（3）已知在常溫下常見弱酸的電離平衡常數(shù)Ka如表所示：

溶質(zhì)	CH3COOH	H2CO3	HClO	HCN
電離平衡常數(shù)Ka	1.75×10-5	Ka1=4.4×10-7 Ka2=4.7×10-11	3.2×10-8	6.2×10-10

①少量二氧化碳通入NaClO溶液中的離子方程式_____；

②濃度均為0.01mol/L的下列4種物質(zhì)的溶液分別加水稀釋100倍，pH變化最小的是_____（填編號）；

a．CH3COOH b．HCN c．HClO d．H2CO3

③常溫下濃度相同的醋酸和醋酸鈉混合液pH=6，則c（ CH3COO－）﹣c（ CH3COOH）=___mol/L（用數(shù)值列出計算式即可）．

Answer 1

【答案】 H2A=2H++A2﹣ 一樣多 ＜ = ClO﹣+CO2+H2O=HCO3﹣+HClO b 2（10﹣6﹣10﹣8）

【解析】（1）100°C時，KW=1.0×10﹣12，則該溫度下水中c（H+）==1.0×10-6mol/L，pH=6，在該溫度下，測得0.1mol/LNa2A溶液pH=6，溶液呈中性，說明Na2A是強酸強堿鹽，則H2A是強酸，在水溶液中的電離方程式為：H2A=2H++A2﹣；②體積相等pH＝1的鹽酸與H2A溶液中氫離子的濃度相等，且均是強酸，因此分別與足量的Zn反應(yīng)，產(chǎn)生的H2一樣多；（2）將0.4mol/L HB 溶液與 0.2mol/L NaOH溶液等體積混合,則溶液中的溶質(zhì)是NaB和HB,且二者物質(zhì)的量濃度相等都是0.1mol/L,混合溶液中c（Na+）＞c（B-）,則①溶液中c（H+）＜c（OH-）,②溶液呈堿性,說明酸的電離程度小于酸根離子的水解程度,根據(jù)物料守恒得c（HB）+c（B-）=0.2mol/L；（3）①根據(jù)弱酸的電離平衡常數(shù)Ka可知，HClO的Ka大于H2CO3的Ka2，小于H2CO3的Ka1，故酸性強弱為H2CO3＞HClO＞HCO3﹣，則少量二氧化碳通入NaClO溶液中的離子方程式為：ClO﹣+CO2+H2O=HCO3﹣+HClO；②濃度相同的酸稀釋相同的倍數(shù)后，酸性越強的酸其pH變化越大，HCN、HClO、CH3COOH、H2CO3四種酸的酸性大小順序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN，所以溶液的pH變化最小的是HCN，故選b；③常溫下濃度相同的醋酸和醋酸鈉混合液pH=6，則c（H+）=10-6mol/L，c（OH-）=10-8mol/L，根據(jù)電荷守恒有：①c（Na+）+ c（H+）= c（CH3COO－）+ c（OH-），根據(jù)物料守恒有：②2c（Na+）= c（ CH3COO－）+c（ CH3COOH），將①×2-②得c（ CH3COO－）﹣c（ CH3COOH）=2 c（H+）-2 c（OH-）=2×（10-6mol/L-10-8mol/L）=2×（10﹣6﹣10﹣8）mol/L。