题目内容
【题目】（1）已知常温时，0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则该溶液的pH＝________，此酸的电离平衡常数K＝________，由HA电离出的H＋的浓度约为水电离出的H＋的浓度的________倍。
（2）含有弱酸HA和其钠盐NaA的混合溶液，在化学上用作缓冲溶液。向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大。
①向该溶液中加入少量盐酸时，发生反应的离子方程式是________________，向其中加入少量KOH溶液时，发生反应的离子方程式是________________。
②现将0.02 mol·L－1 HA溶液和0.01 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，得到缓冲溶液。
a．若HA为HCN，该溶液显碱性，则溶液中c(Na＋)________c(CN－)(填“<”、“＝”或“>”)。
b．若HA为CH3COOH，该溶液显酸性，则溶液中所有的离子按浓度由大到小排列的顺序是____________________________。
【答案】 4 10－7 106 A－＋H＋===HA HA＋OH－===A－＋H2O > c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)
【解析】试题分析：（1）常温时，0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H＋)= 0.1 mol/L×0.1%；电离平衡常数
；由HA电离出的H＋的浓度约为
，水电离出的H＋浓度为
；（2）①向该溶液中加入少量盐酸时，NaA与盐酸反应生成氯化钠和HA；向其中加入少量KOH溶液时，HA与KOH反应生成KA和水；②将0.02 mol·L－1 HA溶液和0.01 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，溶液中的溶质是等浓度的NaA和HA；若呈酸性则HA电离大于A-水解；若呈碱性则A-水解大于HA电离；
解析：（1）常温时，0.1 mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，则c(H＋)= 0.1 mol/L×0.1%=
mol/L，所以PH=4；电离平衡常数
；根据以上计算，由HA电离出的H＋的浓度约为
，水电离出的H＋浓度为
，所以由HA电离出的H＋的浓度约为水电离出的H＋的浓度的106倍；（2）①向该溶液中加入少量盐酸时，NaA与盐酸反应生成氯化钠和HA，反应离子方程式是A－＋H＋===HA；向其中加入少量KOH溶液时，HA与KOH反应生成KA和水，反应离子方程式是HA＋OH－===A－＋H2O；②将0.02 mol·L－1 HA溶液和0.01 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合，溶液中的溶质是等浓度的NaA和HA；a．若HA为HCN，该溶液显碱性，则CN－水解大于HCN电离，所以溶液中c(Na＋)>c(CN－)；b．若HA为CH3COOH，该溶液显酸性，则CH3COOH电离大于CH3COO－水解,溶液中所有的离子按浓度由大到小排列的顺序是c(CH3COO－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)。
【题目】)蛇纹石矿由MgO、Fe2O3、Al2O3、SiO2组成。由蛇纹石制取碱式碳酸镁实验步骤如下：
已知：
氢氧化物 | Fe(OH)3 | Al(OH)3 | Mg(OH)2 |
开始沉淀pH | 1.5 | 3.3 | 9.4 |
（1）蛇纹石加盐酸溶解后，溶液里除了Mg2＋外，还含有的阳离子有________________。
（2）进行Ⅰ操作时，控制溶液pH＝7～8(有关氢氧化物沉淀的pH见上表)，Ca(OH)2不能过量，若Ca(OH)2过量可能会导致________溶解、________沉淀。
（3）物质循环使用，能节约资源，上述实验中，可以循环使用的物质是______________。
（4）高温煅烧碱式碳酸镁aMgCO3·bMg(OH)2·cH2O得到MgO。取碱式碳酸镁4.66 g，高温煅烧至恒重，得到固体2.00 g和标准状况下CO2 0.896 L，通过计算确定碱式碳酸镁的化学式为 ____________________。(写出计算过程，否则不得分)