Question

【題目】25 ℃時(shí)，濃度均為0.1mol/L的下列五種鈉鹽溶液的pH如下表：

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

回答下列問題：

（1）下列反應(yīng)不能發(fā)生的是： ；

a．CO32-+CH3COOH＝CH3COO-+CO2↑+H2O

b．ClO-+CH3COOH＝CH3COO-+HClO

c．CO32-+HClO＝CO2↑+H2O+ClO-

d．2ClO-+CO2+H2O＝CO32-+2HClO

（2）體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程pH變化如右上圖，則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的平衡常數(shù)，寫出HX的電離方程式 。

（3）某溫度下，純水中c (H＋)＝2.0×10－7 mol·L1， 0.9mol·L－１NaOH溶液與0.1mol·L－１HCl溶液等體積混合后(不考慮溶液體積變化)，溶液的pH＝ 。

（4）等濃度等體積的CH3COONa和NaCN混合后，所得混合溶液中各離子濃度的大小關(guān)系是： 。

（5）某二元酸H2B在水中的電離方程式為H2B ＝ H+ + HB— ；HB—H++ B2—，則NaHB溶液顯 (填“酸性”、“中性”或“堿性”)。

Answer 1

【答案】（1）c、d （2）大于 HXH++X— （3）13

（4)C(Na+)> C(CH3COO-)> C(CN-)> C(OH-)> C(H+) （5）酸性

【解析】

試題分析：（1）相同溫度、相同濃度時(shí)，酸越弱，水解程度越大，強(qiáng)堿鹽溶液的pH越大，可知酸性CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞HCO3-，根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸的原則，下列反應(yīng)中HClO不能制碳酸、而HClO可與CO32-反應(yīng)生成HCO3-，故c、d不能發(fā)生；

（2）根據(jù)圖象分析知道，起始是兩種溶液中c(H+)相同，c(較弱酸)＞c(較強(qiáng)酸)，稀釋過程中較弱酸的電離程度增大，故在整個(gè)稀釋過程中較弱酸的c(H+)一直大于較強(qiáng)酸的c(H+)，稀釋相同倍數(shù)，HX的pH變化比CH3COOH的大，故HX酸性強(qiáng)，電離平衡常數(shù)大，HX的電離方程式為HXH++X— ；

（3）純水電離生成的c(H+)=c(OH-)，Kw=c(H+)×c(OH-)，過量的c(OH-)==0.4mol/L，由該溫度下的Kw可知，c(H+)==10-13molL-1，所以pH=13；

（4）等濃度等體積的CH3COONa和NaCN混合后，CN-離子水解程度大于CH3COO-，混合溶液顯堿性，

混合溶液中各離子濃度的大小關(guān)系是：C(Na+)> C(CH3COO-)> C(CN-)> C(OH-)> C(H+)；

（5）某二元酸H2B在水中的電離方程式為H2B ＝H+ + HB— ；HB—H++ B2-，則NaHB溶液中HB-只電離不水解，溶液一定顯酸性。