Question

下表是不同溫度下水的離子積常數(shù)的數(shù)據(jù)：試回答一下問題

溫度/℃	25	T1	T2
水的離子積常數(shù)	1.0×10-14	α	1.0×10-12

（1）若25＜T₁＜T₂，則α

 

（填“＜”“＞”或“=”）1.0×10^-14，作出此判斷的理由是

 

．
（2）25℃時，用Ba（OH）₂配成100ml pH=11的溶液，該溶液中由水電離出的c（OH^-）

 

（填“＞”“＜”或“=”）1×10^-7．向該溶液中加入900ml pH=4的鹽酸，并保持溫度在25℃，所得溶液的pH=

 

．
（3）T₂℃時，向100ml 5.01×10^-3mol?L氨水中滴入pH=2的鹽酸至溶液呈中性，消耗鹽酸50ml，則此溫度下NH₃?H₂O的電離平衡常數(shù)為

 

．
（4）已知常溫下碳酸的電離常數(shù)K_a1=4.5×10^-7，K_a2=4.7×10^-11，HClO的電離常數(shù)Ka=3×10^-8．向等濃度的NaClO和NaHCO₃的混合溶液中，通入少量CO₂氣體，發(fā)生反應(yīng)的離子方程是為

 

．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：離子反應(yīng)專題

分析：（1）水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，電離吸熱；
（2）堿溶液中抑制了水的電離，據(jù)此判斷該氫氧化鋇溶液中水的電離氫氧根離子濃度大小；先判斷酸堿的過量情況，然后計算出混合液中氫離子或氫氧根離子濃度，再計算出混合液的pH；
（3）根據(jù)該溫度下水的離子積計算出溶液為中性時氫氧根離子濃度，再根據(jù)溶液為中性及電荷守恒計算出溶液中銨根離子濃度、一水合氨 濃度，最后計算出該溫度下NH₃?H₂O的電離平衡常數(shù)；
（4）根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷碳酸、碳酸氫根離子、次氯酸的酸性強弱，然后寫出反應(yīng)的離子方程式．

解答： 解：（1））水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，電離吸熱．所以溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大，
故答案為：＞；溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大；
（2）25℃時，用Ba（OH）₂配成100ml pH=11的溶液，堿溶液中氫離子是水電離的，氫氧根離子抑制了水的電離，該溶液中由水電離出的c（OH^-）＜1×10^-7；向該溶液中加入900ml pH=4的鹽酸，并保持溫度在25℃，混合液中氫氧根離子過量，混合液顯示堿性，則所得溶液中氫氧根離子濃度為：c（OH^-）=

1×10-3mol/L×0.1L-1×10-4mol/L×0.9L

0.1L+0.9L

=1×10^-5mol/L，混合液的pH=9，
故答案為：＜；5；
（3）T₂℃時水的離子積為1.0×10^-12，中性時氫氧根離子濃度為1.0×10^-6mol/L；pH=2的鹽酸的濃度為0.01mol/L，利用混合液呈中性可推知：c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.01mol/L×

50mL

100mL+50mL

=

0.01

3

mol/L，
根據(jù)物料守恒：c（NH₃?H₂O）=5.01×10^-3mol?L-

0.01

3

mol/L=

0.00503

3

mol/L，故K_b（NH₃?H₂O）=

c(NH4+)c(OH-)

c(NH3?H2O)

=

0.01 3 ×1×10-6

0.00503 3

=1.99×10^-6，
故答案為：1.99×10^-6；
（4）由Ka可知碳酸的酸性＞HClO＞HCO₃^-，向等濃度的NaClO和NaHCO₃的混合溶液中，通入少量CO₂氣體，發(fā)生反應(yīng)為NaClO+CO₂+H₂O═HClO+NaHCO₃，反應(yīng)的離子方程式為ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-，故答案為：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

點評：本題考查了電離平衡常數(shù)的計算、水的電離及其影響、溶液pH的計算等知識，題目難度中等，注意掌握水的電離及其影響因素、明確溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系，（3）為難點，注意明確電離平衡常數(shù)的概念及計算方法．