Question

【題目】按要求回答下列問題

（1）常溫下，H2SO3的電離常數Ka1＝1.0×10－2、Ka2＝1.0×10－7。NaHSO3的水解平衡常數Kh＝________，其溶液pH________(填“>”“<”或“＝”)7；若向NaHSO3溶液中加入少量的I2（I2能氧化+4價的硫），則溶液中c(H2SO3)/c(HSO3－)將________(填“增大”“減小”或“不變”)。

（2）已知25 ℃時，Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11。25 ℃時，向0.01 mol·L－1的MgCl2溶液中逐滴加入濃NaOH溶液，剛好出現沉淀時，溶液的c（H+）為________；當Mg2＋完全沉淀時，溶液的pH為________。(忽略溶液體積變化，已知 ，lg 7.7＝0.9)

（3）量取10.00 mL密度為1.13 g·mL－1的H2O2溶液至燒杯中稀釋，冷卻后轉移至250 mL容量瓶中，加水定容，搖勻。移取配制好的過氧化氫溶液25.00 mL至錐形瓶中，加入稀H2SO4酸化，用蒸餾水稀釋，作被測試樣。用KMnO4標準溶液滴定被測試樣，重復滴定三次，平均耗用1 mol·L－1KMnO4標準溶液11.30 mL，則

①滴定到達終點的現象___________________________________________

②原H2O2溶液中H2O2的質量分數為________。

Answer 1

【答案】1.0×10－12 < 增大 2．4×10－10 11.1 當滴入最后一滴KMnO4標準溶液后，溶液呈淺紅色，且30秒內不褪色 85%

【解析】

（1）NaHSO3的水解常數為Kh==，比較水解常數和二級電離常數（Ka2）大小，判斷NaHSO3溶液pH；HSO3-與I-發(fā)生氧化還原反應使溶液中c（H+）增大，由一級電離常數Ka1= c（H+） c(HSO3－)/ c(H2SO3)判斷；

（2）Ksp[Mg(OH)2]＝c(Mg2＋)·c2(OH－)，用c(Mg2＋)=0.01 mol·L－1計算剛好出現沉淀時，溶液的c（H+）；用c(Mg2＋)=1×10－5mol·L－1計算完全沉淀時溶液的pH；

（3）①滴定到達終點的現象為當滴入最后一滴KMnO4標準溶液后，溶液呈淺紅色，且30秒內不褪色；

②KMnO4溶液與雙氧水反應的離子方程式為2MnO4-+5H2O2+6H+═2Mn2++8H2O+5O2↑，根據關系式2MnO4-～5H2O2計算的H2O2物質的量，再計算過氧化氫溶液中過氧化氫的質量分數。

（1）NaHSO3的水解常數為Kh==== 1.0×10-12，由于水解常數小于二級電離常數（Ka2），所以NaHSO3在溶液中以電離為主，即溶液顯酸性，pH<7；向NaHSO3溶液中加入少量的I2，HSO3-的還原性比I-強，發(fā)生氧化還原反應H2O+I2+HSO3-=2I-+SO42-+3H+，溶液中c（H+）增大，由Ka1=1×10-2 = c（H+） c(HSO3－)/ c(H2SO3)可知，溶液中c(H2SO3)/c(HSO3－)將增大，故答案為：1.0×10-12；<；增大；

（2）Ksp[Mg(OH)2]＝1.8×10－11＝c(Mg2＋)·c2(OH－)＝0.01·c2(OH－)，則c(OH－)＝4.2×10－5mol·L－1，c(H＋)＝Kw/c(OH－)＝2.4×10－10mol·L－1，則pH＝9.6，即當pH＝9.6時，開始出現Mg(OH)2沉淀。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10－5mol·L－1時，沉淀已經完全，故Mg2＋完全沉淀時有：1×10－5·c2(OH－)＝1.8×10－11，則c(OH－)＝1.3×10－3mol·L－1，此時，c(H＋)＝7.7×10－12 mol·L－1，pH＝11.1，故答案為：2.4×10－10；11.1；

（3）①用KMnO4標準溶液滴定被測試樣，滴定到達終點的現象為當滴入最后一滴KMnO4標準溶液后，溶液呈淺紅色，且30秒內不褪色，故答案為：當滴入最后一滴KMnO4標準溶液后，溶液呈淺紅色，且30秒內不褪色；

②KMnO4溶液與雙氧水反應的離子方程式為2MnO4-+5H2O2+6H+═2Mn2++8H2O+5O2↑，根據化學方程式可以得到關系式：2MnO4-～5H2O2，耗用1 mol·L－1KMnO4標準溶液11.30mL，即1×11.30×10-3mol的高錳酸鉀時，所用雙氧水的物質的量：2.5×11.30×10-3mol，則原過氧化氫的質量為：25×11.30×10-3mol×34g/mol，過氧化氫溶液中過氧化氫的質量分數為：（25×11.30×10-3mol×34g/mol）÷(10.00 mL×1.13 g·mL－1)=0.85，即85%，故答案為：85%。