Question

2．（1）100°C時(shí)，K_W=1.0×10^-12，在該溫度下，測(cè)得0.1mol/LNa₂A溶液pH=6．
①H₂A在水溶液中的電離方程式為H₂A=2H⁺+A^2-；
②體積相等pH=1的鹽酸與H₂A溶液分別與足量的Zn反應(yīng)，H₂A溶液產(chǎn)生的H₂一樣多（填“多”、“少”或“一樣多”）．
（2）將0.4mol/L HA溶液與0.2mol/L NaOH溶液等體積混合，測(cè)得混合溶液中c（Na⁺）＞c（A^-）：
①混合溶液中c（A^-）＜c（HA）（填“＞”、“＜”或“=”，下同）；
 ②混合溶液中c（HA）+c（A^-）=0.2mol/L．
（3）已知在常溫下測(cè)得濃度均為0.1mol/L的下列5種溶液的pH，如表所示：

溶質(zhì)	CH3COONa	NaHCO3	Na2CO3	NaClO	NaCN
pH	8.8	9.7	11.6	10.3	11.1

①少量二氧化碳通入NaClO溶液中的離子方程式ClO^-+CO₂+H₂O=HCO₃^-+HClO；
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b（填編號(hào)）；
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）=2（10^-6-10^-8）mol/L（填準(zhǔn)確數(shù)值）．

Answer 1

分析 （1）100℃時(shí)，K_w=1.0×10^-12，則純水中c（H⁺）=10^-6mol/L，該溫度下測(cè)得0.1mol/LNa₂A溶液的pH=6，即c（H⁺）=10^-6mol/L，溶液顯中性，說(shuō)明LNa₂A不水解為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，H₂A為強(qiáng)酸，據(jù)此分析；
（2）將0.4mol/L HA溶液與0.2mol/L NaOH溶液等體積混合后，二者反應(yīng)生成NaA，得到溶液中為等濃度的NaA和HA，溶液中存在c（Na⁺）＞c（A^-），根據(jù)電荷守恒得c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈堿性，則HA是弱酸；
①溶液呈堿性，說(shuō)明A^-發(fā)生水解而導(dǎo)致溶液呈堿性，但水解程度較��；
②二者混合時(shí)溶液體積增大一倍，濃度降為原來(lái)的一半，任何電解質(zhì)溶液中都存在物料守恒，根據(jù)物料守恒計(jì)算；
（3）相同濃度的鈉鹽溶液堿性越強(qiáng)，說(shuō)明酸根離子水解程度越大，則相應(yīng)酸的酸性越弱，酸的電離平衡常數(shù)越小，根據(jù)鈉鹽溶液的pH知，酸根離子水解程度CO₃^2-＞CN^-＞ClO^-＞HCO₃^-＞CH₃COO^-，酸的電離平衡常數(shù)從小到大順序是：HCO₃^-＜HCN＜HClO＜H₂CO₃＜CH₃COOH，據(jù)此分析解答，
①酸性HCO₃^-＜HClO，少量二氧化碳反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸；
②酸的酸性越強(qiáng)，酸的電離程度越大，其酸根離子水解程度越小，相同濃度的鈉鹽溶液的pH越��；加水稀釋促進(jìn)弱酸電離，相同濃度的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，酸的酸性越弱，酸的PH變化越��；
③常溫下濃度相同的醋酸和醋酸鈉混合液pH=6，說(shuō)明溶液顯酸性，結(jié)合溶液存在的電荷守恒和物料守恒計(jì)算．

解答 解：（1）①100℃時(shí)，K_w=1.0×10^-12，則純水中c（H⁺）=10^-6mol/L，該溫度下測(cè)得0.1mol/LNa₂A溶液的pH=6，即c（H⁺）=10^-6mol/L，溶液顯中性，則H₂A為強(qiáng)酸，則H₂A在水溶液中的電離方程式為：H₂A=2H⁺+A^2-，故答案為：H₂A=2H⁺+A^2-；
②鹽酸和H₂A均為強(qiáng)酸，完全電離，二者pH相同，則溶液中氫離子相同，所以與鋅反應(yīng)生成的氫氣相同，故答案為：一樣多；
（2）將0.4mol/L HA溶液與0.2mol/L NaOH溶液等體積混合后，二者反應(yīng)生成NaA，得到溶液中為等濃度的NaA和HA，溶液中存在c（Na⁺）＞c（A^-），根據(jù)電荷守恒得c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈堿性，則HA是弱酸，A^-離子水解大于HA電離，
①溶液呈堿性，說(shuō)明A^-離子水解大于HA電離，所以混合溶液中c（HA）＞c（A^-），故答案為：＜；
②二者混合時(shí)溶液體積增大一倍，濃度降為原來(lái)的一半，任何電解質(zhì)溶液中都存在物料守恒，根據(jù)物料守恒得c（HA）+c（A^-）=0.2mol/L，
故答案為：=；
（3）①酸性HCO₃^-＜HClO，所以少量二氧化碳通入NaClO溶液中發(fā)生的反應(yīng)為：NaClO+CO₂+H₂O=NaHCO₃+HClO，離子方程式為：ClO^-+CO₂+H₂O=HCO₃^-+HClO，
故答案為：ClO^-+CO₂+H₂O=HCO₃^-+HClO；
②酸的酸性越強(qiáng)，酸的電離程度越大，其酸根離子水解程度越小，相同濃度的鈉鹽溶液的pH越小，根據(jù)表中數(shù)據(jù)知，酸性大小：HCO₃^-＜HCN＜HClO＜H₂CO₃＜CH₃COOH，酸性最強(qiáng)的酸是CH₃COOH，加水稀釋促進(jìn)弱酸電離，相同濃度的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，酸的酸性越弱，酸的PH變化越小，酸性最弱的酸是HCN，則pH變化最小的是HCN，
故答案為：b；
③常溫下濃度相同的醋酸和醋酸鈉混合液pH=6，說(shuō)明溶液顯酸性，c（H⁺）=10^-6mol/L，c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-6}}$=10^-8mol/L，溶液中存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），物料守恒：c（ CH₃COO^-）+c（ CH₃COOH）=2c（Na⁺），則c（ CH₃COO^-）-c（ CH₃COOH）=2c（H⁺）-2c（OH^-）=2（10^-6mol/L-10^-8mol/L），
故答案為：2（10^-6-10^-8）．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了鹽的水解、溶液中pH的簡(jiǎn)單計(jì)算、平衡常數(shù)、K_w計(jì)算的應(yīng)用、電解質(zhì)溶液中電荷守恒和物料守恒等，題目難度中等，側(cè)重于考查學(xué)生對(duì)基礎(chǔ)知識(shí)的綜合應(yīng)用能力，注意弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素和分析判斷．