Question

【題目】(1)室溫下，在0.5 mol/L的純堿溶液中加入少量水，由水電離出的c(H+)·c(OH-)_______ (填“變大”、“變小”、“不變”)。

(2)已知Ksp(Ag2CrO4)=1.0×10-12，向0.2 moL的AgNO3溶液中加入等體積的0.08 mol/L K2CrO4溶液，則溶液中的c(CrO42-)=________。

(3)室溫下，0.1 mol/L NaHCO3溶液的pH值________0.1 mol/LNa2SO3溶液的pH值(填“＞”、“＜”、“=”)。

已知：

酸	電離平衡常數
H2CO3	K1=4.3×10-7	K2=5.6×10-11
H2SO3	K1=1.54×10-2	K2=1.02×10-7

(4)有一種可充電電池Na—Al/FeS，電池工作時Na+的物質的量保持不變，并且是用含的導電固體作為電解質，已知該電池正極反應式為2Na++FeS+2e-=Na2S+Fe，該電池在充電時，陽極發(fā)生反應的物質是________，放電時負極反應式為________。

Answer 1

【答案】變小 2.5×10-9 mol/L ＜ Na2S、Fe Na-e-=Na+

【解析】

(1)純堿溶液中加入水稀釋，促進碳酸根離子的水解，溶液中水電離出的氫氧根離子濃度減小，氫離子濃度減小，則由水電離出的c(H+)·c(OH-)變��；

(2)假設溶液的體積是V L，n(AgNO3)=0.2V mol，n(K2CrO4)=0.08V mol，AgNO3溶液與K2CrO4溶液等體積混合發(fā)生反應：2Ag++CrO42-=Ag2CrO4↓，可見反應后Ag+過量，其物質的量n(Ag+)過量=(0.2V-2×0.08V) mol=0.04V mol，則c(Ag+)過量==0.02 mol/L，由于Ksp(Ag2CrO4)=1.0×10-12，所以溶液中c(CrO42-)=mol/L=2.5×10-9 mol/L；

(3)根據酸的電離平衡常數大小可知：K1(H2CO3)＞K2(H2SO3)，根據鹽的水解規(guī)律：有弱才水解，誰弱水水解，誰強顯誰性，越弱越水解，可知等濃度的鹽的水解程度：Na2SO3＞NaHCO3，由于這兩種鹽都是強堿弱酸鹽，水解顯堿性，所以等濃度的鹽溶液的堿性：Na2SO3＞NaHCO3，則等濃度鹽溶液的pH 關系為：NaHCO3＜Na2SO3；

(4)在該裝置的物質中，Na性質活潑，易失去電子而被氧化，為原電池的負極，負極的電極反應式為2Na-2e-=2Na+，又知該電池中正極的電極反應式為：2Na++FeS+2e-=Na2S+Fe，充電時，陽極發(fā)生氧化反應，電極方程式為Na2S+Fe-2e-=2Na++FeS，則陽極發(fā)生反應的物質是Na2S、Fe。