Question

5．（1）某溫度下，純水中的 c（H⁺）=2.0×10^-7mol/L，則該溫度大于25℃（填“大于”、“小于”或“等于”）．
（2）某溫度下，重水（D₂O）的離子積常數(shù)為1×10^-12 mol²•L^-2．可以用pH一樣的定義來規(guī)定pD=-lg[D⁺]，則該溫度下：
①純重水的pD=6；
②溶有0.01mol的NaOD的D₂O溶液1L，其pD=10；
③100mL0.1mol/L的D₂SO₄的D₂O溶液與100mL0.4mol/L的KOD的D₂O溶液混合后pD=11．
（3）雙氧水（H₂O₂）和水都是極弱電解質(zhì)，但H₂O₂比水更顯酸性．
①若把H₂O₂看成是二元弱酸，請寫出它在水中的電離方程式：H₂O₂?H⁺+HO₂^-、HO₂^-?H⁺+O₂^2-
②鑒于H₂O₂顯弱酸性，它能同強堿作用形成正鹽，在一定條件下也可以形成酸式鹽．請寫出H₂O₂與Ba（OH）₂作用形成正鹽的化學(xué)方程式：H₂O₂+Ba（OH）₂=BaO₂+2H₂O
③水電離生成H₃O⁺ 和OH^-叫做水的自偶電離．同水一樣，H₂O₂也有極微弱的自偶電離，其自偶電離方程式為：H₂O₂+H₂O₂?H₃O₂⁺+HO₂^-．

Answer 1

分析 （1）純水存在電離平衡，電離出的氫離子和氫氧根離子濃度相同，水的電離時吸熱過程，常溫下水電離出氫離子濃度為10^-7mol/L；
（2）①結(jié)合水的電離平衡和離子濃度，類推得到重水的電離和離子濃度，計算重氫離子濃度計算PD；
②依據(jù)溶液中存在離子積是常數(shù)計算；
③酸堿反應(yīng)計算過量的離子濃度計算，結(jié)合溶液中的離子積是常數(shù)計算PD．
（3）①雙氧水可以可作是二元弱酸，說明雙氧水分子能發(fā)生兩步電離；
②雙氧水和氫氧化鋇生成鹽和水；
③根據(jù)水的電離方程式書寫雙氧水的自偶電離方程式．

解答 解：（1）某溫度下，純水中的c（H⁺）=2.0×10^-7mol•L^-1，H₂O?OH^-+H⁺，則c（OH^-）=c（H⁺）=2.0×10^-7mol•L^-1，而常溫下水電離出的離子濃度c（OH^-）=c（H⁺）=1.0×10^-7mol•L^-1，由于水的電離過程是吸熱過程，所以此時溫度高于25℃，
故答案為：大于；
（2）某溫度下，重水（D₂O）的離子積K_W=1×10^-12，C（D⁺）=C（OD^-）=10^-6mol/L；
①在該溫度下，重水（D₂O）的離子積K_W=1×10^-12，C（D⁺）=C（OD^-）=10^-6mol/L；若用PH一樣的定義來規(guī)定PD，則PD=-lgc（D⁺）=6，故答案為：6；
②在該溫度下，離子積為C（D⁺）×C（OD^-）=10^-12；1L溶有0.01mol的NaOD的D₂O溶液中C（OD^-）=0.01mol/L，所以C（D⁺）=10^-10mol/L；PD=-lgc（D⁺）=10，故答案為：10；
③在該溫度下，100mL0.1mol/L的D₂SO₄的D₂O溶液與100mL0.4mol/L的KOD的D₂O溶液混合后，n（D⁺）=0.1L×0.2mol/L=0.02mol；n（OD^-）=0.1L×0.4mol/L=0.04mol；
混合反應(yīng)剩余OD^-，所以得到C（OD^-）=$\frac{0.04mol-0.02mol}{0.2L}$=0.1mol/L，依據(jù)水溶液中 的離子積常數(shù)計算C（D⁺）=10^-11mol/L，PD=5，故答案為：11；
（3）①雙氧水可以可作是二元弱酸，說明雙氧水分子能發(fā)生兩步電離，其電離方程式為H₂O₂?H⁺+HO₂^-、HO₂^-?H⁺+O₂^2-，故答案為：H₂O₂?H⁺+HO₂^-、HO₂^-?H⁺+O₂^2-；
②雙氧水和氫氧化鋇生成鹽和水，反應(yīng)方程式為H₂O₂+Ba（OH）₂=BaO₂+2H₂O，故答案為：H₂O₂+Ba（OH）₂=BaO₂+2H₂O；
③根據(jù)水的電離方程式書寫雙氧水的自偶電離方程式，電離方程式為H₂O₂+H₂O₂?H₃O₂⁺+HO₂^-，故答案為：H₂O₂+H₂O₂?H₃O₂⁺+HO₂^-．

點評 本題考查了PH的計算方法和應(yīng)用，變化為重水溶液中，依據(jù)PH類推計算，關(guān)鍵是離子積在溫度一定時是常數(shù)，題目難度中等．