(4)①加入少量NaOH固体
②加入少量Na2CO3固体
③加入Zn、Mg等金属(其他合理答案也可)
13.由已知电离常数判断,下列关于SO2与Na2CO3(aq)反应的离子方程式的书写中,不合理的是( )
酸
电离常数
碳酸
K1=4×10-7 K2=5.6×10-11
亚硫酸
K1=1.54×10-2 K2=1.02×10-7
A.SO2+H2O+2CO===2HCO+SO
B.SO2+H2O+CO===H2CO3+SO
C.2SO2+2H2O+CO===H2CO3+2HSO
D.SO2+H2O+CO===HCO+HSO
解析:
选B。
根据表中Ka的数值,其酸性:
H2SO3>H2CO3>HSO>HCO,结合复分解反应中强酸制弱酸的原理,H2SO3与CO反应不可能生成H2CO3和SO,故B不合理。
14.有下列物质的溶液
①CH3COOH ②HCl ③H2SO4 ④NaHSO4
(1)若四种溶液的物质的量浓度相同,其c(H+)的大小顺序为________________(用序号表示,下同)。
(2)若四种溶液的c(H+)相同,其物质的量浓度的大小顺序为________________。
(3)将6gCH3COOH溶于水制成1L溶液,此溶液的物质的量浓度为________,经测定溶液中c(CH3COO-)为1.4×10-3mol/L,此温度下醋酸的电离常数Ka=________________________。
温度升高,Ka将________(填“变大”、“不变”或“变小”,下同);加入少量CH3COONa后c(H+)________,Ka________。
解析:
(3)开始时c(CH3COOH)=0.1mol·L-1,由于CH3COOH电离的很少,平衡后可认为c(CH3COOH)仍为0.1mol·L-1。
由CH3COOHCH3COO-+H+,
Ka=
=
=1.96×10-5。
答案:
(1)③>②=④>①
(2)①>④=②>③
(3)0.1mol·L-1 1.96×10-5 变大 变小 不变
14.实验表明,纯硫酸液体的电离能力强于纯硝酸,纯硫酸的导电性强于纯水;又知液态电解质都能像水一样自身电离,而建立电离平衡(即像2H2OH3O++OH-),且在一定温度下都有各自的离子积常数。
据此回答下列问题:
(1)纯硫酸在液态时,自身电离的电离反应方程式是________________________________,它在25℃时的离子积常数K(H2SO4)比水的离子积常数K(H2O)________(填“大”、“小”或“相等”)。
(2)在纯硫酸与纯硝酸的液态混合物中,存在的阴离子主要是________;这是因为混合液中不但存在两种电离平衡(即H2SO4和HNO3各自的电离平衡,且硫酸的酸性强于硝酸),又在无水的条件下,混合酸中发生________________________(写离子反应方程式)反应而造成的。
解析:
(1)根据H2O自身电离的电离反应方程式:
2H2OH3O++OH-,可写出H2SO4自身电离的电离反应方程式:
2H2SO4H3SO+HSO,因为纯硫酸的导电能力大于纯水的导电能力,所以纯硫酸比水更易电离,故K(H2SO4)比K(H2O)要大。
(2)因为纯硫酸的导电能力强于纯硝酸,说明H2SO4比HNO3更易电离,H2SO4中电离出的自由移动的离子的浓度更大,主要存在的阴离子应来源于H2SO4电离出的HSO;而且因为H2SO4的酸性强于HNO3,发生的反应就类似于强酸制弱酸,即H2SO4+HNO3H2NO+HSO。
答案:
(1)2H2SO4H3SO+HSO 大
(2)HSO H2SO4+HNO3H2NO+HSO
10.某温度(t℃)时,水的离子积Kw=1×10-12,则该温度(填“>”、“<”或“=”)________25℃,其理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(1)将此温度下pH=11的NaOH溶液与pH=1的HCl溶液等体积混合,混合后溶液的pH=________。
(2)将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶液bL混合:
①若所得混合液呈中性,则a∶b=________;
②若所得混合液的pH=2,则a∶b=________。
解析:
温度越高,水的电离程度越大,Kw越大,25℃时Kw=1×10-14。
(1)此温度下pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=10-1mol/L,pH=1的HCl溶液中c(H+)=10-1mol/L,所以两溶液等体积混合后应恰好完全反应,则混合后溶液的pH=6。
(2)①若所得混合液呈中性,则0.1mol/L×aL=0.1mol/L×bL,所以a∶b=1∶1;②若所得混合液的pH=2,则混合后c(H+)=0.01mol/L,则=0.01mol/L,即:
=0.01mol/L,得a∶b=9∶11。
答案:
> 水的电离过程是吸热过程,升高温度,能促进水的电离,水的离子积增大
(1)6
(2)①1∶1 ②9∶11
12.下列说法正确的是( )
A.将pH=5的硫酸溶液稀释500倍后溶液中c(SO)∶c(H+)≈1∶10
B.常温下,将pH=5的醋酸溶液稀释100倍后溶液pH=7
C.常温下,将pH=9的氢氧化钠溶液稀释100倍后溶液pH=7
D.常温下,将0.01mol·L-1的硫酸溶液稀释100倍后溶液pH=4
解析:
选A。
pH=5的硫酸溶液稀释500倍后,c(SO)=1×10-5mol·L-1××=1×10-8mol·L-1,由于水的电离,c(H+)≈1×10-7mol·L-1,由c(SO)∶c(H+)=(1×10-8)∶(1×10-7)≈1∶10,故A正确;无论是酸还是碱的稀溶液,无限稀释时,溶液的pH只能接近于7,但不能等于7,故B、C错误;c(H+)=0.01mol·L-1×2×=2×10-4mol·L-1,pH=-lg(2×10-4)=3.7,故D错误。
16.温度t℃时,某NaOH稀溶液中c(H+)=10-amol·L-1,c(OH-)=10-bmol·L-1,已知a+b=12,请回答下列问题:
(3)给该NaOH溶液加热,pH________(填“变大”、“变小”或“不变”)。
解析:
(3)温度升高时,Kw变大,而c(H+)=,所以c(H+)变大,pH变小。
7.0.1mol·L-1NaOH溶液滴定100mL0.1mol·L-1盐酸时,如果滴定误差在±0.1%以内,反应完毕后,溶液的pH范围为( )
A.6.9~7.1 B.3.3~10.7
C.4.3~9.7 D.6~8
解析:
选C。
本题考查中和滴定的计算。
理论上,当滴入的NaOH溶液体积恰好为100mL时,溶液的pH=7,实际操作中肯定有误差,如果多滴0.1mL,误差为+0.1%,少滴0.1mL,误差为-0.1%,总体积均以200mL计算。
(1)碱过量时:
c(OH-)=0.1mol·L-1×0.1mL÷200mL=5×10-5mol·L-1,则c(H+)=2×10-10mol·L-1,pH=10-lg2≈9.7;
(2)碱不足时:
c(H+)=0.1mol·L-1×0.1mL÷200mL=5×10-5mol·L-1,则pH=5-lg5≈4.3。
10.25℃时,pH=2的某酸HnA(An-为酸根)与pH=12的某碱B(OH)m等体积混合,混合液的pH=5。
(1)写出生成的正盐的化学式:
________________________________________________________________________。
(2)该盐中存在一定水解的离子,该离子主要的水解离子方程式为________________________________________________________________________。
(3)简述该混合液呈酸性的原因:
________________________________________________________________________
____________________。
(4)写出HnA的一级电离方程式:
________________________________________________________________________
____________________。
解析:
当酸中c(H+)等于碱中c(OH-)时,二者等体积混合后,溶液的酸碱性是由过量的