Question

现有常温下的0.1 mol/l纯碱溶液。
（1）该溶液呈碱性是因为存在水解平衡，相关离子方程式是：________________。为证明存在上述平衡，进行如下实验：在0.1 mol·l^－1纯碱溶液中滴加酚酞，溶液显红色，再往溶液中滴加     （填化学式）溶液，红色逐渐退为无色，说明上述观点成立。
（2）同学甲查阅资料得知0.1 mol/LNa₂CO₃中，发生水解的CO₃^2—不超过其总量的10%。请设计实验加以证明（写出实验方案及预期观察到的现象）。答：                                     。
（3）同学乙就该溶液中粒子浓度关系写出五个关系式，其中不正确的是         。

A．c(Na＋)＞2c(CO32—)

B．c(CO32—)＞c(OH－)＞c(HCO3—)＞c(H2CO3)

C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3—)＋2c(H2CO3)

D．c(CO32—)＋c(HCO3—)="0.1" mol·L－1

E．c(H^＋)+ c(Na^＋)＝ c(OH^－)＋c(HCO₃^—)＋c(CO₃^2—)
（4）室温下pH均为a的Na₂CO₃和NaOH溶液中，水电离产生的c(OH^—)之比=       。

Answer 1

（1）CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^-    BaCl₂或CaCl₂
（2）测0.1 mol·L^-1Na₂CO₃溶液pH，pH≤12    （3）D、E  （4）10^(2a-14)

解析试题分析：(1) 纯碱碳酸钠是强碱弱酸盐。在溶液中存在的水解平衡主要是CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^-，还有HCO₃^- + H₂OH₂CO₃^-+ OH^-。由于消耗了水电离产生的H⁺，所以最终使溶液中的c(OH^-)＞c(H⁺)。因此溶液显碱性。再往溶液中滴加与CO₃^2-形成沉淀的物质如BaCl₂或CaCl₂，此时会放出沉淀反应，消耗了CO₃^2-，c(CO₃^2-)减小，尽管水解程度增大，但是单位体积中的OH^-的物质的量减少，所以溶液的碱性减弱，红色逐渐退为无色。(2)在Na₂CO₃溶液中主要存在水解平衡CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^-。c(CO₃^2-)(始)=" 0.1" mol/L，若其水解程度等于10%，根据水解方程式可知：c(OH^-)=0.01mol/L．c(H^＋)=10^-12mol/L.pH=12.水解程度越大，水解产生的c(OH^-)就越高，溶液的pH就越大。若水解程度小于10%，则c(H^＋)＞10^-12mol/L.pH<12．因此，测0.1 mol·L^-1Na₂CO₃溶液pH，若pH≤12就证明0.1 mol/LNa₂CO₃中，发生水解的CO₃^2—不超过其总量的10%。（3）A根据物料守恒可得c(Na^＋)=2c(CO₃^2—)+2 c(HCO₃^—)+2c(H₂CO₃).所以c(Na^＋)＞2c(CO₃^2—) 。正确。B．在Na₂CO₃中存在水解平衡：CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^-， HCO₃^- + H₂OH₂CO₃^-+ OH^-。主要是第一步水解，所以c(HCO₃^—)＞ c(H₂CO₃)；但是盐水解的程度是很微弱的，盐的电离作用大于水解作用，所以c(CO₃^2—)＞ ＞c(HCO₃^—)。由于两步水解都产生OH^－，HCO₃^—第一步水解产生，而在第二步水解中由消耗。所以c(OH^－)＞c(HCO₃^—)。因此在溶液中离子间的关系为： c(CO₃^2—)＞c(OH^－)＞c(HCO₃^—)＞c(H₂CO₃)。正确。C．溶液显碱性。根据质子守恒可得：c(OH^－)＝c(H^＋)＋c(HCO₃^—)＋2c(H₂CO₃)。正确。D．根据物料守恒可得c(CO₃^2—)＋c(HCO₃^—)+ c(H₂CO₃)="0.1" mol/L^.错误。E．根据电荷守恒可得c(H^＋)+ c(Na^＋)＝ c(OH^－)＋c(HCO₃^—)＋2c(CO₃^2—).错误。（4）室温下pH均为a的Na₂CO₃溶液，c(H^＋)=10^-a, c(OH^－)(水)=10^-14÷10^-a =10^a-14mol/L.对于pH=a的NaOH溶液c(H^＋)(水)= c(OH^－)(水)=10^-amol/L.所以水电离产生的c(OH^—)之比=10^a-14：10^-a=10^(2a-14)。
考点：考查盐的水解平衡、盐水解程度的测定、离子浓度的大小比较、相同pH的碱与盐的水的电离的知识。