Question

（14分）常溫下，某水溶液中存在的離子有：Na+、B2-、HB-、H+、OH-，存在的分子有H2O、H2B。根據(jù)題意回答下列問題：

（1）寫出酸H2B的電離方程式 ﹑ 。

（2）常溫下，已知0.1 mol·L－1二元酸H2B溶液中c(OH－) / c(H+)＝1×10－6。

①常溫下，0.1 mol·L－1H2B溶液的pH= ；

②寫出該酸（H2B）與少量NaOH溶液反應的離子方程式： ；

（3）常溫下，將100 mL 0.1 mol·L-1的稀H2SO4溶液與100 mL 0.4 mol·L-1的NaOH溶液充分混合（溶液體積變化忽略不計），所得溶液的pH= 。

（4）t℃時，有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液呈中性，則該溫度下水的離子積常數(shù)Kw= 。該溫度下（t℃），0.1 mol·L－1HCl溶液的pH= ；

 

Answer 1

⑴ H2BHB-+ H+ ； HB-B2-+ H+ ；

⑵ ① 4；② H2B + OH-= HB- + H2O ；⑶ 13 ； ⑷ 10－13 ； 1 。

【解析】

試題分析：根據(jù)在該酸溶液中存在的微粒的種類可知在酸H2B溶液中存在的電離平衡有：H2BHB-+ H+ ； HB-B2-+ H+；（2）①常溫下，已知0.1 mol·L－1二元酸H2B溶液中c(OH－) / c(H+)＝1×10－6，而c(OH－)·c(H+)＝1×10－14，所以c(OH－)= 1×10－10,所以c(H+)＝1×10－4，pH=4。②該酸（H2B）與少量NaOH溶液反應的離子方程式是H2B+ OH－= HB- + H2O。（3）n(H+)=0.1L×0.1mol/L×2=0.02mol；n(OH－)=0.1L×0.4mol/L=0.04mol．溶液混合后，堿過量，溶液顯堿性，n(OH－)(混合)= 0.04mol-0.02mol=0.02mol。c(OH-)= 0.02mol÷0.2L=0.1mol/L所以c(H+)=Kw÷c(OH－)=10-13mol/L．pH=13． （4）t℃時，有pH=2的稀硫酸c(H+)=10-2mol/L； pH=11的NaOH溶液，c(H+)(堿)=10-11mol/L，由于等體積混合后溶液呈中性。所以c(OH-)=Kw÷c(H+)(堿)=10-2mol/L。Kw==10-2mol/L×10-11mol/L=10-13mol2/L2。該溫度下（t℃），0.1 mol·L－1HCl溶液的pH=1。

考點：考查多元弱酸的電離平衡、溶液的pH的計算、水的離子積醋酸鈉與pH的關系的知識。