Question

I．常溫下在20mL0.1mol?L^-1Na₂CO₃溶液中逐滴加入0.1mol?L^-1 HCl溶液40mL，溶液的pH逐漸降低，此時溶液中含碳元素的微粒物質(zhì)的量濃度的百分含量（縱軸）也發(fā)生變化（CO₂因逸出未畫出），如圖所示．回答下列問題：
（1）H₂CO₃、HCO₃^-、CO₃^2-中不能大量共存于同一溶液中的是

H₂CO₃、CO₃^2-

．
（2）實驗室可用“雙指示劑法”測定碳酸鈉、碳酸氫鈉混合溶液中各種物質(zhì)的含量，操作步驟如下：
①取固體樣品配成溶液；
②取25mL樣品溶液加指示劑A，用0.1010mol/LNaOH標準溶液滴定至終點；
③再加指示劑B，再用0.1010mol/LNaOH標準溶液滴定至終點…
指示劑B的變色范圍在pH=

4.5

左右最理想．
（3）當pH=7時，此時再滴入鹽酸溶液所發(fā)生反應離子方程式是

HCO₃^-+H⁺=H₂CO₃

．
（4）已知在25℃時，CO₃^2-水解反應的平衡常數(shù)即水解常數(shù)K_h=

c( HCO - 3 )?c(OH-)

c( CO 2- 3 )

=2×10^-4，當溶液中c（HCO₃^-）：c（CO₃^2-）=2：1時，溶液的pH=

10

．
II．某二元弱酸（簡寫為H₂A）溶液，按下式發(fā)生一級和二級電離：H₂AH⁺+HA^-　　HA^-H⁺+A^2-
已知相同濃度時的電離度α（H₂A）＞α（HA^-），設有下列四種溶液：
（A）0.01mol．L^-1的H₂A溶液
（B）0.01mol．L^-1的NaHA溶液
（C）0.02mol．L^-1的HCl與0.04mol．L^-1的NaHA溶液等體積混合液
（D）0.02mol．L^-1的NaOH與0.02mol．L^-1的NaHA溶液等體積混合液
據(jù)此，填寫下列空白（填代號）：
（5）c（H⁺）最大的是

A

，c（H₂A）最大的是

C

，c（A^2-）最大的是

D

．

Answer 1

分析：Ⅰ．（1）根據(jù)各含碳微粒存在的PH范圍分析；
（2）加入鹽酸，先用酚酞作指示，當達滴定終點時可計算碳酸鈉的濃度，在用甲基橙做指示劑，當達到滴定終點時可知碳酸氫鈉的濃度；
（3）pH=7時，溶液主要存在的離子是HCO₃^-；
（4）根據(jù)平衡常數(shù)計算；
Ⅱ．從弱電解質(zhì)的電離平衡和鹽類的水解平衡移動的影響因素分析．

解答：解：I．（1）由圖象可以看出，H₂CO₃存在于PH＜8的溶液中，CO₃^2-存在于PH＞8的溶液中，二者不能大量共存于同一溶液中，
故答案為：H₂CO₃、CO₃^2-；
（2）試劑B為甲基橙，變色范圍為3.1～4.4，當溶液顏色由黃色變?yōu)槌壬珪r，pH約為4.5左右，故答案為：4.5；
（3）pH=7時，溶液主要存在的離子是HCO₃^-，滴入鹽酸溶液所發(fā)生反應離子方程式是HCO₃^-+H⁺=H₂CO₃，故答案為：HCO₃^-+H⁺=H₂CO₃；
（4）當溶液中c（HCO₃^-）：c（CO₃^2-）=2：1時，根據(jù)K_h=

c( HCO - 3 )?c(OH-)

c( CO 2- 3 )

=2×10^-4，
則有：c（OH^-）=

2×10-4×c(C O 2- 3 )

c(HC O - 3 )

=1×10^-4，
c（H⁺）=

1×10-14

1×10-4

=1×10^-10，
PH=-lg（10^-10）=10，故答案為：10；
II．（5）C中的HCl與NaHA發(fā)生反應HCl+NaHA=H₂A+NaCl后，得到0.01mol/LH₂A和0.01mol/LNaHA的混合溶液，
D中0.02mol/L的NaOH與0.02mol/L的NaHA溶液等體積混合以后，發(fā)生反應NaOH+NaHA=Na₂A+H₂O，得到的是0.01mol/LNa₂A溶液，以第一步水解為主，則c（A^2-）最大，
根據(jù)相同濃度時的電離能力K₁＞＞K₂可知，C溶液中的HA^-基本不電離，對溶液中c（H⁺）的增大貢獻極小，
而由于濃度大，對H₂A的電離平衡起抑制作用，致使C中c（H⁺）不如溶液A大，但c（H₂A）大于A，
故答案為：A； C；D．

點評：本題考查較為綜合，難度較大，注意雙指示劑法的測定原理，為本題的易錯點．