题目内容
【题目】根据电离平衡常数(用Ka表示)的大小可以判断电解质的相对强弱。25℃时，有关物质的电离平衡常数如下表所示：
化学式 | HF | H2CO3 | HClO | H2SO3 |
电离平衡常数(Ka) | Ka=7.2×10-4 | Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11 | Ka=3.0×10-8 | Ka1=1.0×10-2 Ka2=5.0×10-8 |
（1）25℃时，同浓度的HF、H2CO3、HClO三种溶液中，pH最大的是____________(写化学式)。
（2）将0.1mol·L-1的HF溶液1mL加水稀释至10mL(假设温度不变)，下列各量增大的是___________(填写字母)。
A．c(H+) B．c(H+)·c(OH-) C．c(H+)/c(HF) D．c(OH-)/c(H+)
（3）25℃时，现有物质的量浓度均为0.1mol·L-1的下列四种溶液：
①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaF溶液 ④NaClO溶液。
依据数据判断其pH由大到小的顺序是_________________________(填写序号)。
（4）根据H2SO3的电离平衡常数,计算25℃时,0.05mol·L-1Na2SO3溶液的pH=__________。
若某Na2SO3和NaHSO3的混合液呈中性，则溶液中c(SO32-)__________c(HSO3-)(填“大于”、“小于“或“等于")。
【答案】 HClO C D ＞④＞②＞③ 10 小于
【解析】（1）查看三种酸的电离平衡常数，二元弱酸看第一步电离；平衡常数越大，酸性越强，pH越小，正确选项HClO；
（2）HF为弱酸，存在电离平衡，加水稀释，平衡右移，c(H+)、c(HF)、c(F-)均减少，温度不变，c(H+)·c(OH-)为常数，所以c(OH-)增大；A．c(H+) 减少；B．c(H+)·c(OH-)不变；C．c(H+)/c(HF)增大；D．c(OH-)/c(H+)增大；正确选项：CD；
（3）根据形成该钠盐的弱酸的酸性强弱进行判断，酸越弱，形成的钠盐越易水解，溶液的碱性就越强；根据上述三种酸的电离平衡常数：K(HF)> K(H2CO3) > K(HClO) > K(HCO-3)
四种盐的pH由大到小的顺序是：Na2CO3溶液> NaClO溶液> NaHCO3溶液> NaF溶液；正确答案为： ①＞④＞②＞③；
（4）水解反应为SO32-+H20
HSO3-+OH-，设水解产生的c(OH-)=c(HSO3-)= xmol/L ；水解平衡常数为Kh=c(OH-)×c(HSO3-)/c(SO32-)=KW/Ka2=1×10-14/5.0×10-8=2×10-7; X2/(0.05-x)= 2×10-7，近似计算：X=10-4mol/L；c(H+)=10-10， pH=10；答案为10；
（5）HSO3-离子既能水解又能电离，NaHSO3溶液呈酸性同时说明HSO3-的电离程度大于水解程度，Na2SO3水解显碱性，且水解能力较强，只有HSO3-离子浓度大于SO32-离子浓度，才会使二者的混合溶液呈现中性，答案为：小于；
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【题目】探究Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O 反应的速率影响因素，设计了以下实验，下列说法正确的是
锥形瓶 | 0.1molLNa2S2O3 溶液/mL | 蒸馏水 | 0.2mol/L H2SO4 溶液 | 反应温度 | 浑浊出现时间/s | 备注 |
1 | 10 | 0 | 10 | 20℃ | 10 | |
2 | 10 | 5 | 5 | 20℃ | 16 | |
3 | 10 | 0 | 10 | 50℃ | 5 | 第10 秒开始浑浊不再增多 |
4 | 10 | 6 | 4 | 50℃ | 8 |
A. 该反应也可通过测SO2的体积变化来表示化学反应速率的快慢
B. 3号瓶用Na2S2O3 来表示速率为0．0lmol/(Ls)
C. 由2号瓶和3号瓶实验结果可得温度越高反应速率越快
D. 由1号瓶和4号瓶实验结果可得温度越高反应速率越快