Question

下表是不同温度下水的离子积常数的数据：试回答一下问题

温度/℃	25	T1	T2
水的离子积常数	1.0×10-14	α	1.0×10-12

（1）若25＜T₁＜T₂，则α

 

（填“＜”“＞”或“=”）1.0×10^-14，作出此判断的理由是

 

．
（2）25℃时，用Ba（OH）₂配成100ml pH=11的溶液，该溶液中由水电离出的c（OH^-）

 

（填“＞”“＜”或“=”）1×10^-7．向该溶液中加入900ml pH=4的盐酸，并保持温度在25℃，所得溶液的pH=

 

．
（3）T₂℃时，向100ml 5.01×10^-3mol?L氨水中滴入pH=2的盐酸至溶液呈中性，消耗盐酸50ml，则此温度下NH₃?H₂O的电离平衡常数为

 

．
（4）已知常温下碳酸的电离常数K_a1=4.5×10^-7，K_a2=4.7×10^-11，HClO的电离常数Ka=3×10^-8．向等浓度的NaClO和NaHCO₃的混合溶液中，通入少量CO₂气体，发生反应的离子方程是为

 

．

Answer 1

考点：酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算,弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：离子反应专题

分析：（1）水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热；
（2）碱溶液中抑制了水的电离，据此判断该氢氧化钡溶液中水的电离氢氧根离子浓度大小；先判断酸碱的过量情况，然后计算出混合液中氢离子或氢氧根离子浓度，再计算出混合液的pH；
（3）根据该温度下水的离子积计算出溶液为中性时氢氧根离子浓度，再根据溶液为中性及电荷守恒计算出溶液中铵根离子浓度、一水合氨 浓度，最后计算出该温度下NH₃?H₂O的电离平衡常数；
（4）根据电离平衡常数判断碳酸、碳酸氢根离子、次氯酸的酸性强弱，然后写出反应的离子方程式．

解答： 解：（1））水是弱电解质，存在电离平衡，电离吸热．所以温度升高，水的电离程度增大，离子积增大，
故答案为：＞；温度升高，水的电离程度增大，离子积增大；
（2）25℃时，用Ba（OH）₂配成100ml pH=11的溶液，碱溶液中氢离子是水电离的，氢氧根离子抑制了水的电离，该溶液中由水电离出的c（OH^-）＜1×10^-7；向该溶液中加入900ml pH=4的盐酸，并保持温度在25℃，混合液中氢氧根离子过量，混合液显示碱性，则所得溶液中氢氧根离子浓度为：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，
故答案为：＜；5；
（3）T₂℃时水的离子积为1.0×10^-12，中性时氢氧根离子浓度为1.0×10^-6mol/L；pH=2的盐酸的浓度为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，
根据物料守恒：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，
故答案为：1.99×10^-6；
（4）由Ka可知碳酸的酸性＞HClO＞HCO₃^-，向等浓度的NaClO和NaHCO₃的混合溶液中，通入少量CO₂气体，发生反应为NaClO+CO₂+H₂O═HClO+NaHCO₃，反应的离子方程式为ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-，故答案为：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

点评：本题考查了电离平衡常数的计算、水的电离及其影响、溶液pH的计算等知识，题目难度中等，注意掌握水的电离及其影响因素、明确溶液酸碱性与溶液pH的关系，（3）为难点，注意明确电离平衡常数的概念及计算方法．