Question

【題目】部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表。

弱酸	HCOOH	H2S	H2SO3
電離平衡常數(shù) (25℃)	K＝1.8×10－4	K1＝9.1×10－8 K2＝1.1×10－12	K1＝1.23×10－2 K2＝6.6×10－8

(1)物質(zhì)的量均為0.1mol/L的溶液①HCOONa②NaHS③Na2SO3，pH最大的是________(填編號)

(2)設(shè)計實驗證明HCOOH為弱酸

(3)室溫下，下列溶液中水電離出的c(H＋)水由大到小的順序為________(填編號)

①pH＝12的NaOH溶液 ②NaCl溶液 ③pH＝6的NH4Cl溶液 ④0.01mol/L醋酸

(4)二元酸H2A在水中存在以下電離：H2A＝H＋＋HA－，HA－H＋＋A2－，試回答下列問題：

①NaHA溶液呈 (填“酸性”、“堿性”、“中性” )

②某溫度下，10mL、0.1mol/LNaHA溶液中加入0.1mol/LKOH溶液VmL至中性，此時溶液中以下關(guān)系一定正確的是( )

A．溶液的pH＝7 B．Kw＝c2(OH－) C．V＝10 D．c(K＋)＜ c(Na＋)

(5)如圖橫坐標為室溫下溶液的pH，縱坐標為金屬離子物質(zhì)的量濃度的對數(shù)(當溶液中金屬離子濃度≤10－5mol/L時，可認為沉淀完全)。試回答：

腐蝕銅板的溶液中，若Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋濃度均為0.1mol/L，向混合溶液中通入氨氣調(diào)節(jié)溶液的pH＝5.6時，溶液中存在的金屬陽離子為 。

從圖中的數(shù)據(jù)計算可得Fe(OH)2溶度積Ksp[Fe(OH)2]＝ 。

Answer 1

【答案】(1)③(2)(2分)室溫時，測定0.1mol/L HCOOH溶液的pH＞1或室溫時，測定HCOONa溶液的pH＞7；(其它合理的答案也可)

(3)③＞②＞④＞① (4)酸性； BD (5)Cu2＋、Fe2＋ 10－17或1×10－17

【解析】

試題分析：(1)由電離平衡常數(shù)可知酸性：H2SO3＞HCOOH＞HSO3-＞H2S＞HS-，酸性越弱，相同條件下等濃度的強堿鹽溶液的pH越大，則①HCOONa②NaHS③Na2SO3中pH最大的是②；

(2)可根據(jù)HCOOH不能完全電離或HCOO-發(fā)生水解來證明HCOOH為弱酸，具體方法為室溫時，測定0.1mol/L HCOOH溶液的pH＞1或室溫時，測定HCOONa溶液的pH＞7；

(3)①pH＝12的NaOH溶液抑制水的電離； ②NaCl溶液對水的電離沒有影響； ③pH＝6的NH4Cl溶液因NH4+的水解促進水的電離； ④0.01mol/L醋酸溶液抑制水的電離，但醋酸是弱酸，對水的電離抑制能力比相同濃度的NaOH溶液弱，四種溶液中水電離出的c(H＋)水由大到小的順序為③＞②＞④＞①；

(4)①由HA-H++A2-可知，Na2A為強堿弱酸鹽；NaHA為酸式鹽，H2A第一步完全電離，所以HA-只電離，不發(fā)生水解，HA-電離生成氫離子，所以溶液顯酸性；

②A．由于溫度不知道，故中性時溶液pH不能確定，故A錯誤；B．中性c(OH-)=c(H+)，Kw=c(OH-)c(H+)=KW=c2(OH-)，故B正確；C．HA-與 OH-恰好反應(yīng)時生成A2-，溶液呈堿性，已知溶液為中性，說明NaHA溶液有剩余，故V＜10，故C錯誤；D．根據(jù)C選項判斷，NaHA過量，所以c(K+)＜c(Na+)，故D正確；故答案為BD；

(5)①向混合溶液中通入氨氣調(diào)節(jié)溶液的pH=5.6時，由圖象可知易生成Fe(OH)3沉淀，溶液中存在的金屬陽離子為Cu2+、Fe2+；

②由圖象可知：c(Fe2+)=1.0×10-5(molL-1)，c(OH-)=1.0×10-6(molL-1)，Ksp[Fe(OH)2]=c(Fe2+)×c2(OH-)=1.0×10-17(molL-1)3。