Question

現(xiàn)有常溫下的0.1 mol/l純堿溶液。

（1）該溶液呈堿性是因為存在水解平衡，相關(guān)離子方程式是：________________。為證明存在上述平衡，進行如下實驗：在0.1 mol·l－1純堿溶液中滴加酚酞，溶液顯紅色，再往溶液中滴加 （填化學(xué)式）溶液，紅色逐漸退為無色，說明上述觀點成立。

（2）同學(xué)甲查閱資料得知0.1 mol/LNa2CO3中，發(fā)生水解的CO32—不超過其總量的10%。請設(shè)計實驗加以證明（寫出實驗方案及預(yù)期觀察到的現(xiàn)象）。答： 。

（3）同學(xué)乙就該溶液中粒子濃度關(guān)系寫出五個關(guān)系式，其中不正確的是 。

A．c(Na＋)＞2c(CO32—)

B．c(CO32—)＞c(OH－)＞c(HCO3—)＞c(H2CO3)

C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3—)＋2c(H2CO3)

D．c(CO32—)＋c(HCO3—)=0.1 mol·L－1

E．c(H＋)+ c(Na＋)＝ c(OH－)＋c(HCO3—)＋c(CO32—)

（4）室溫下pH均為a的Na2CO3和NaOH溶液中，水電離產(chǎn)生的c(OH—)之比= 。

 

Answer 1

（1）CO32- + H2OHCO3- + OH- BaCl2或CaCl2

（2）測0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液pH，pH≤12 （3）D、E （4）10(2a-14)

【解析】

試題分析：(1) 純堿碳酸鈉是強堿弱酸鹽。在溶液中存在的水解平衡主要是CO32- + H2OHCO3- + OH-，還有HCO3- + H2OH2CO3-+ OH-。由于消耗了水電離產(chǎn)生的H+，所以最終使溶液中的c(OH-)＞c(H+)。因此溶液顯堿性。再往溶液中滴加與CO32-形成沉淀的物質(zhì)如BaCl2或CaCl2，此時會放出沉淀反應(yīng)，消耗了CO32-，c(CO32-)減小，盡管水解程度增大，但是單位體積中的OH-的物質(zhì)的量減少，所以溶液的堿性減弱，紅色逐漸退為無色。(2)在Na2CO3溶液中主要存在水解平衡CO32- + H2OHCO3- + OH-。c(CO32-)(始)= 0.1 mol/L，若其水解程度等于10%，根據(jù)水解方程式可知：c(OH-)=0.01mol/L．c(H＋)=10-12mol/L.pH=12.水解程度越大，水解產(chǎn)生的c(OH-)就越高，溶液的pH就越大。若水解程度小于10%，則c(H＋)＞10-12mol/L.pH<12．因此，測0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液pH，若pH≤12就證明0.1 mol/LNa2CO3中，發(fā)生水解的CO32—不超過其總量的10%。（3）A根據(jù)物料守恒可得c(Na＋)=2c(CO32—)+2 c(HCO3—)+2c(H2CO3).所以c(Na＋)＞2c(CO32—) 。正確。B．在Na2CO3中存在水解平衡：CO32- + H2OHCO3- + OH-， HCO3- + H2OH2CO3-+ OH-。主要是第一步水解，所以c(HCO3—)＞ c(H2CO3)；但是鹽水解的程度是很微弱的，鹽的電離作用大于水解作用，所以c(CO32—)＞ ＞c(HCO3—)。由于兩步水解都產(chǎn)生OH－，HCO3—第一步水解產(chǎn)生，而在第二步水解中由消耗。所以c(OH－)＞c(HCO3—)。因此在溶液中離子間的關(guān)系為： c(CO32—)＞c(OH－)＞c(HCO3—)＞c(H2CO3)。正確。C．溶液顯堿性。根據(jù)質(zhì)子守恒可得：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3—)＋2c(H2CO3)。正確。D．根據(jù)物料守恒可得c(CO32—)＋c(HCO3—)+ c(H2CO3)=0.1 mol/L.錯誤。E．根據(jù)電荷守恒可得c(H＋)+ c(Na＋)＝ c(OH－)＋c(HCO3—)＋2c(CO32—).錯誤。（4）室溫下pH均為a的Na2CO3溶液，c(H＋)=10-a, c(OH－)(水)=10-14÷10-a =10a-14mol/L.對于pH=a的NaOH溶液c(H＋)(水)= c(OH－)(水)=10-amol/L.所以水電離產(chǎn)生的c(OH—)之比=10a-14：10-a=10(2a-14)。

考點：考查鹽的水解平衡、鹽水解程度的測定、離子濃度的大小比較、相同pH的堿與鹽的水的電離的知識。