Question

（14分）常溫下，某水溶液中存在的離子有：Na⁺、B^2-、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)K_w=              。該溫度下（t℃），0.1 mol·L^－1HCl溶液的pH=               ；

Answer 1

⑴ H₂BHB^-+ H⁺； HB^-B^2-+ H⁺；         
⑵ ①4；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^-B^2-+ 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。