Question

18．（1）CO₂分子的電子式為；Na₂O₂的電子式為
（2）能使0.1mol/L乙酸溶液的電離程度以及pH都增大的是ad．（選填序號）
a．加水稀釋 b．加入少量乙酸鈉固體     c．通氯化氫      d．加入少量苛性鈉固體
（3）葡萄酒中常用Na₂S₂O₅做抗氧化劑．5molNa₂S₂O₅溶于水配成1L溶液，該溶液的pH=4.5．溶液中部分微粒濃度隨溶液酸堿性變化如圖1所示．寫出Na₂S₂O₅溶于水時發(fā)生的化學方程式Na₂S₂O₅+H₂O=2NaHSO₃．
（4）已知：K_sp[BaSO₄]=1×10^-10，K_sp[BaSO₃]=5×10^-7．把部分被空氣氧化的該溶液的pH調為10，向溶液中滴加BaCl₂溶液使SO₄^2-沉淀完全[c（SO₄^2-）≤1×10^-5mol•L^-1]，此時溶液中c（SO₃^2-）≤0.05mol•L^-1．
（5）請寫出用NaOH溶液完全吸收含等物質的量的NO、NO₂混合氣體的離子方程式NO+NO₂+2OH^-=2NO₂^-+H₂O．
（6）常溫下，向1L pH=10的 NaOH溶液中持續(xù)通入CO₂．通入CO₂的體積（V）與溶液中水電離產生的OH^-離子濃度（c）的關系如圖2所示
①c點溶液中離子濃度由大至小的關系是：c（Na⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）．
②a點溶液中由水電離產生的c（H⁺）=1×10^-10mol/L；b點溶液中c（H⁺）小于1×10^-7mol/L（填寫“等于”、“大于”或“小于”）．
（7）部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸	HCOOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數(shù) （25°C））	Ki=1.77×10-14	Ki=4.9×10-14	Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11

下列選項錯誤的有bc．
a.2HCOOH+CO₃^2-═2HCOO^-+H₂O+CO₂↑
b．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者大于后者
c．等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中所含離子總數(shù)前者小于后者．

Answer 1

分析 （1）CO₂含有C=O鍵，為共價化合物；若是離子化合物，其電子式由陰、陽離子的電子式組合而成，相同的離子不能合并；
（2）電離程度增大，電離平衡應正向移動，且pH增大，則酸性減弱，以此來解答；
（3）根據(jù)圖可知，pH=4.5時，溶液中主要以亞硫酸氫根離子形式存在，據(jù)此書寫水解方程式；
（4）根據(jù)K_sp[BaSO₄]=c（Ba²⁺）•c（SO₄^2-），可計算出需要放熱c（Ba²⁺），進而計算最大濃度c（SO₃^2-），據(jù)此答題；
（5）NaOH溶液完全吸收含等物質的量的NO、NO₂混合氣體，反應生成亞硝酸鈉和水；
（6）①當水電離出的OH^-離子濃度最大時，說明此時的溶液是碳酸鈉溶液，對水的電離起促進作用；
②水電離出的氫離子與氫氧根離子的濃度始終相等，a是沒有通二氧化碳的情況，即pH=10的 NaOH溶液，結合水的離子常數(shù)分析求解；
b點是強堿溶液對水的電離起抑制作用，所以溶液中的c（H⁺）＜1×10^-7mol/L；
（7）弱酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性越強，等pH的弱酸溶液，酸性越強的酸其物質的量濃度越小，弱酸根離子水解程度越小，結合強酸能和弱酸鹽反應制取弱酸分析解答．

解答 解：（1）CO₂含有C=O鍵，為共價化合物，電子式為，Na₂O₂是鈉離子和過氧根離子構成的離子化合物，鈉離子失電子形成陽離子，過氧根離子得到電子形成陰離子，電子式為，
故答案為：，；
（2）a．加水稀釋，促進電離，且氫離子濃度減小，pH增大，故選；
b．加入少量乙酸鈉固體，抑制電離，電離程度減小，故不選；
c．通氯化氫，酸性增強，pH減小，故C不選；
d．加入少量苛性鈉固體，促進電離，且氫離子濃度減小，pH增大，故選；
故答案為：ad；
（3）根據(jù)圖可知，pH=4.5時，溶液中主要以亞硫酸氫根離子形式存在，所以水解方程式為Na₂S₂O₅+H₂O=2NaHSO₃，
故答案為：Na₂S₂O₅+H₂O=2NaHSO₃；
（4）根據(jù)K_sp[BaSO₄]=c（Ba²⁺）•c（SO₄^2-），可知需要c（Ba²⁺）=$\frac{Ksp（BaS{O}_{4}）}{c（S{{O}_{4}}^{2-}）}$=$\frac{1×1{0}^{-10}}{1×1{0}^{-5}}$=10^-5mol•L^-1，
則溶液中SO₃^2-的最大濃度c（SO₃^2-）=$\frac{Ksp（BaS{O}_{3}）}{c（B{a}^{2+}）}$=$\frac{5×1{0}^{-7}}{1{0}^{-5}}$=0.05mol•L^-1，
故答案為：0.05；
（5）用NaOH溶液完全吸收含等物質的量的NO、NO₂混合氣體，反應的離子方程式為：NO+NO₂+2OH^-=2NO₂^-+H₂O，
故答案為：NO+NO₂+2OH^-=2NO₂^-+H₂O；
（6）①當水電離出的OH^-離子濃度最大時，說明此時的溶液是碳酸鈉溶液，對水的電離起促進作用，所以離子溶液濃度大小為c（Na⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）；
②水電離出的氫離子與氫氧根離子的濃度始終相等，a是沒有通二氧化碳的情況，即pH=10的 NaOH溶液，則c（H⁺）=1×10^-10mol/L，而氫離子來源于水的電離，所以水電離出的c（H⁺）=1×10^-10mol/L，b點是強堿溶液對水的電離起抑制作用，所以溶液中的c（H⁺）＜1×10^-7mol/L，
故答案為：1×10^-10mol/L；小于；
（7）酸的電離平衡常數(shù)HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，則酸根離子水解程度CO₃^2-＞CN^-＞HCO₃^-＞HCOO^-，
a．酸性強弱順序是HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸，所以反應方程式為2HCOOH+CO₃^2-=2HCOO^-+H₂O+CO₂↑，故a正確；
b．等pH、等體積的HCOOH和HCN，n（HCN）＞n（HCOOH），中和酸需要堿的物質的量與酸的物質的量、酸的元數(shù)成正比，所以中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故b錯誤；
c．根據(jù)電荷守恒，c（HCOO^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），c（CN^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），即離子總數(shù)是n（Na⁺ ）+n（H⁺）的2倍，而NaCN的水解程度大，即NaCN溶液中的c（OH^-）大，c（H⁺）小，c（Na⁺）相同，所以甲酸鈉中離子濃度大，故c錯誤．
故選bc．

點評 本題考查較綜合，涉及酸堿混合計算、元素周期表的應用、圖象分析、離子濃度等，為高頻考點，把握反應原理及圖象分析等為解答的關鍵，側重分析與應用能力的考查，題目難度較大