Question

（16分）鹽酸、醋酸和碳酸是化學(xué)實驗和研究中常用的幾種酸。

已知室溫下：Ka（CH3COOH）＝1.7×10－5 mol·L－1 ；H2CO3的電離常數(shù)Ka1＝4.2×10－7mol·L－1 、 Ka2＝5.6×10－11mol·L－1

（1）①請用離子方程式解釋碳酸氫鈉水溶液顯堿性的原因 。

②常溫下，物質(zhì)的量濃度相同的下列四種溶液：

a、碳酸鈉溶液 b、醋酸鈉溶液 c、氫氧化鈉溶液 d、氫氧化鋇溶液。

其PH由大到小的順序是： （填序號）。

（2）某溫度下，pH均為4的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，其pH隨溶液體積變化的曲線圖中a、b、c三點對應(yīng)的溶液中水的電離程度由大到小的順序是 ；該醋酸溶液稀釋過程中，下列各量一定變小的是 。

a．c(H＋) b．c(OH－)

c． d．

（3）以0.10 mol·L－1NaOH為標(biāo)準(zhǔn)液，測定某鹽酸的濃度。取20.00 mL待測鹽酸溶液放入錐形瓶中，并滴加2～3滴酚酞作指示劑，用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進行滴定。重復(fù)上述滴定操作2～3次，記錄數(shù)據(jù)如下。

實驗編號	氫氧化鈉溶液的濃度 (mol·L－1)	滴定完成時，氫氧化鈉溶液滴入的體積(mL)	待測鹽酸的體積(mL)
1	0.10	24.12	20.00
2	0.10	23. 88	20.00
3	0.10	24.00	20.00

 

①滴定達到終點的標(biāo)志是___________________________________________。

②根據(jù)上述數(shù)據(jù)，可計算出該鹽酸的濃度約為__________________。

（4）在t℃時，某NaOH稀溶液中c(H+)=10－a mol·L－1，c(OH－)=10－b mol·L－1，已知a+b=12，則：

①該溫度下水的離子積常數(shù)Kw= mol2·L－2。

②在該溫度下，將100mL0.1 mol·L－1的稀H2SO4與100mL0.4 mol·L－1的NaOH溶液混合后，溶液的pH= 。

 

Answer 1

（1）①HCO3— + H2O H2CO3 + OH—（2分）②dcab（2分）

（2）b＝c＞a（2分） ad（2分）

（3）①滴入最后一滴NaOH溶液，溶液由無色恰好變成淺紅色且半分鐘內(nèi)不褪色（2分）

②0.12 mol·L－1 （2分）

（4）①10－12 （2分）②11 （2分）

【解析】

試題分析：（1）HCO3—既能水解也能電離，水解方程式為HCO3— + H2O H2CO3 + OH—，水解呈堿性，電離方程式為HCO3— CO32-+ H+電離呈酸性，電離程度小于水解程度所以溶液呈堿性；氫氧化鈉、氫氧化鋇為強堿，、氫氧化鋇中OH—的濃度比氫氧化鈉大，所以PH氫氧化鋇大于氫氧化鈉；碳酸鈉、醋酸鈉為強堿弱酸鹽，碳酸根水解程度大于醋酸根離子水解，所以碳酸鈉溶液的PH大于醋酸鈉；（2）對于酸溶液，PH越小對水的電離的抑制作用越大，所以水的電離程度由大到小的順序是b＝c＞a；醋酸溶液加水稀釋，c(H＋)減小，KW不變，所以c(OH－)增大；

，所以不變；為常數(shù)，醋酸溶液加水稀釋，減小，所以變��；（3）酚酞在鹽酸中呈無色，滴加氫氧化鈉溶液，溶液PH增大，滴入最后一滴NaOH溶液，溶液由無色恰好變成淺紅色且半分鐘內(nèi)不褪色，達到滴定終點；三次滴定，消耗的氫氧化鈉溶液的體積平均為24mL，根據(jù)；可得鹽酸的濃度為0.12 mol·L－1；（4）①Kw==；②溶液混合后呈堿性，，；所以PH=11.

考點：本題考查鹽的水解、弱電解質(zhì)電離、中和滴定。