Question

已知H₂CO₃的电离平衡常数Ka₁=4.4×10^-7，Ka₂=4.7×10^-11．向0.1mol/L NaOH溶液中通入CO₂，若溶液的pH=10（不考虑溶液的体积变化），则下列说法正确的是（　　）

• A、2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）=0.1mol/L
• B、

  c(C O 2- 3 )

  c(HCO3)

  =0.47
• C、该溶液中加BaCl₂溶液，溶液pH增大
• D、在溶液中加水，使体积扩大到原来的10倍，则溶液pH明显变小

Answer 1

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：电离平衡与溶液的pH专题

分析：A．任何电解质溶液中都存在电荷守恒，根据电荷守恒判断；
B.

c(CO32-)

c(HCO3-)

=

c(CO32-)．c(H+)

c(HCO3-)．c(H+)

=

Ka2

c(H+)

；
C．该溶液中加入氯化钡溶液，发生反应Na₂CO₃+BaCl₂=BaCO₃↓+2NaCl，溶液中的溶质部分由碳酸钠转化为NaCl；
D．

c(CO32-)

c(HCO3-)

=

c(CO32-)．c(H+)

c(HCO3-)．c(H+)

=

Ka2

c(H+)

=

4.7×10-11

10-10

=0.47，则c（CO₃^2- ）＜c（HCO₃^-），溶液中不存在NaOH，该溶液为缓冲溶液，加水稀释溶液pH变化不明显．

解答： 解：

c(CO32-)

c(HCO3-)

=

c(CO32-)．c(H+)

c(HCO3-)．c(H+)

=

Ka2

c(H+)

=

4.7×10-11

10-10

=0.47，则c（CO₃^2- ）＜c（HCO₃^-），溶液中不存在NaOH，溶质为碳酸钠和碳酸氢钠，该溶液为缓冲溶液，
A．根据电荷守恒得2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），溶液呈碱性，则c（OH^-）＞c（H⁺），所以2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）＜c（Na⁺）=0.1mol/L，故A错误；
B.

c(CO32-)

c(HCO3-)

=

c(CO32-)．c(H+)

c(HCO3-)．c(H+)

=

Ka2

c(H+)

=

4.7×10-11

10-10

=0.47，故B正确；
C．该溶液中加入氯化钡溶液，发生反应Na₂CO₃+BaCl₂=BaCO₃↓+2NaCl，溶液中的溶质部分由碳酸钠转化为NaCl，溶液由碳酸钠弱碱性溶液转化为NaCl中性溶液，所以pH减小，故C错误；
D．该溶液为缓冲溶液，加水稀释时，促进盐类水解，但碳酸氢根离子和碳酸根离子相互抑制水解，所以其pH变化不明显，故D错误；
故选B．

点评：本题考查了盐类水解和弱电解质的电离，根据溶液的pH及弱电解质的电离平衡常数确定溶液中的溶质，再结合电荷守恒、物质间的反应等知识点来分析解答，易错选项是B，根据离子之间的关系确定电离平衡常数与溶液pH的关系，难度中等．