Question

19．（1）在常溫下濃度均為0.1mol/L的下列7種溶液的pH如表：

溶質(zhì)	NaHSO3	CH3COONa	NaHCO3	Na2CO3	NaClO	NaCN	C6H5ONa
pH	5.8	8.8	9.7	11.6	10.3	11.1	11.3

①多元弱酸的正鹽是分步水解的，第一步水解比第二步水解程度大得多，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是第一步水解生成的OH^-對第二步有抑制作用．
②根據(jù)表中數(shù)據(jù)判斷，常溫時下列反應(yīng)不能成立的是ab（填編號）．
a．CO₂+NaHSO₃→NaHCO₃+SO₂
b．CO₂+H₂O+2C₆H₅ONa→Na₂CO₃+2C₆H₅OH
c．Na₂CO₃+C₆H₅OH→NaHCO₃+C₆H₅ONa
d．CH₃COOH+NaCN→CH₃COONa+HCN
（2）已知在t℃，某Ba（OH）₂稀溶液中，c（H⁺）=10^-amol/L，c（OH^-）=10^-bmol/L，且a+b=16．
向該溶液中逐滴加入pH=c的鹽酸，t℃下測得混合液的pH如表所示：

序號	Ba（OH）2溶液體積/mL	鹽酸體積/mL	混合液pH
1	22.00	0	10
2	22.00	18.00	9
3	22.00	22.00	8

假設(shè)混合時體積變化忽略不計，則c為10^-6mol/L．

Answer 1

分析 （1）①多元弱酸的正鹽水解呈堿性，第一步水解生成的OH^-對第二步有抑制作用；
②都為弱酸的鹽溶液，pH越大，說明水解程度越大，則對應(yīng)的酸越弱；
（2）在t℃，某Ba（OH）₂稀溶液中，c（H⁺）=10^-amol/L，c（OH^-）=10^-bmol/L，且a+b=16，可知Kw=c（H⁺）×c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-16，Ba（OH）₂溶液的pH=10，可知c（OH^-）=10^-6mol/L，加入鹽酸體積為22mL時，pH=8，說明呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-）．

解答 解：（1）①多元弱酸的正鹽水解呈堿性，因第一步水解生成的OH^-對第二步有抑制作用，則第一步水解比第二步水解程度大得多，
故答案為：第一步水解生成的OH^-對第二步有抑制作用；
②都為弱酸的鹽溶液，pH越大，說明水解程度越大，則對應(yīng)的酸越弱，由pH可知酸性H₂SO₃＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCN＞C₆H₅OH＞HCO₃^-，反應(yīng)時應(yīng)遵循強酸制備的原則，不能發(fā)生的為ab，
故答案為：ab；
（2）在t℃，某Ba（OH）₂稀溶液中，c（H⁺）=10^-amol/L，c（OH^-）=10^-bmol/L，且a+b=16，可知Kw=c（H⁺）×c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-16，則中性時溶液pH=8，Ba（OH）₂溶液的pH=10，可知c（OH^-）=10^-6mol/L，加入鹽酸體積為22mL時，pH=8，說明呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-6mol/L，
故答案為：10^-6mol/L．

點評 本題以離子積常數(shù)為載體考查酸堿混合溶液定性判斷，為高頻考點，水的離子積常數(shù)與溫度有關(guān)，注意酸或堿中水電離出的氫離子或氫氧根離子計算方法，為易錯點．