Question

【題目】（Ⅰ）部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸	HCOOH	HClO	H2CO3	H2SO3
電離平衡常數(shù)(25 ℃)	Ka＝1.77 ×10－4	Ka＝4.0 ×10－8	Ka1＝4.3×10－7 Ka2＝4.7×10－11	Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7

(1)室溫下①0.1 mol·L－1 HCOONa，②0.1 mol·L－1 NaClO，③0.1 mol·L－1 Na2CO3，④0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH由大到小的關(guān)系為______________________。

(2)濃度均為0.1 mol·L－1的Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中，SO32-、CO32-、HSO3-、HCO3-濃度從大到小的順序?yàn)?/span>____________________。

(3)少量CO2通入到過量的NaClO溶液中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式______________。

(4)常溫下，pH＝3的HCOOH溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)?/span>__________________。

（Ⅱ）某小組運(yùn)用工業(yè)上離子交換膜法制燒堿的原理，用如下圖所示裝置電解K2SO4溶液。

①該電解槽中通過陰離子交換膜的離子數(shù)_______（填“>”“<”或“一”）通過陽離子交換膜的離子數(shù)；

②圖中a、b、c、d分別表示有關(guān)溶液的pH，則a、b、c、d由小到大的順序?yàn)?_____________；

③電解一段時(shí)間后，B出口與C出口產(chǎn)生氣體的質(zhì)量比為______________。

Answer 1

【答案】③>②>④>①c(SO32－)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(HSO3－)ClO－＋CO2＋H2O=HCO3－＋HClOc(HCOO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)<b<a<c<d8∶1

【解析】(Ⅰ)相同溫度下，弱酸的電離平衡常數(shù)越小相應(yīng)的酸越弱，則由圖表可知酸性強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐2SO3＞HCOOH＞HSO3-＞H2CO3＞HClO＞HCO3-；

(1)同溫同濃度的強(qiáng)堿弱酸鹽，酸越弱其對應(yīng)酸根離子越易水解，溶液的堿越強(qiáng)，則室溫下①0.1 mol·L－1 HCOONa，②0.1 mol·L－1 NaClO，③0.1 mol·L－1 Na2CO3，④0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH由大到小的關(guān)系③>②>④>①；

(2)濃度均為0.1 mol·L－1的Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中，CO32-比SO32-更易水解，但水解均是弱水解，則溶液中SO32-、CO32-、HSO3-、HCO3-濃度從大到小的順序?yàn)閏(SO32－)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(HSO3－)；

(3)根據(jù)酸性：H2CO3＞HClO＞HCO3-；少量CO2通入到過量的NaClO溶液中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為ClO－＋CO2＋H2O=HCO＋HClO；

(4)常溫下，pH＝3的HCOOH溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，未反應(yīng)的HCOOH電離導(dǎo)致混合液顯酸性，根據(jù)混合液中的電荷守恒式c(HCOO－)+c(OH－)=c(H＋)+c(Na＋)，可知中離子濃度由大到小的順序?yàn)閏(HCOO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)；

(Ⅱ)(Ⅱ)①依據(jù)電解池工作原理：陽電極反應(yīng)式為4OH--4e-=2H2O+O2↑，陰極放電的是H+，透過陽離子交換膜的H+數(shù)與透過陰離子交換膜的OH-數(shù)相等，因?yàn)槿芤撼孰娭行裕�所以透過陽離子交換膜的K+數(shù)大于透過陰離子交換膜的SO42-數(shù)；
②因?yàn)殡娊夂笊�成的硫酸和氫氧化鉀濃度大，故b＜a、c＜d，結(jié)合堿溶液pH值大于酸溶液pH值，可得b＜a＜c＜d；
③根據(jù)電解原理知：B出口產(chǎn)生的是氧氣，C出口產(chǎn)生的是氫氣，根據(jù)得失電子守恒，n(O2)：n(H2)=1：2，所以其質(zhì)量之比為：8：1。