高中化學 加練 第十二章　微題型104　鹽類的水解平衡

微題型104鹽類的水解平衡(1~4題，每小題4分，共16分)1.室溫下H2C2O4的電離常數為Ka1=5.6×10-2，Ka2=1.5×10-4，下列說法不正確的是()A.將H2C2O4溶液微熱，溶液pH減小B.0.1mol·L-1的NaHC2O4溶液pH<7C.向Na2C2O4溶液中滴加鹽酸至pH=7(保持室溫)，c(Na+)=2c(C2O42-)+c(HC2D.向H2C2O4溶液中加入少量NaOH固體，c(H答案C解析弱電解質的電離吸熱，加熱促進草酸電離，H+濃度增大，溶液pH減小，故A正確；NaHC2O4的電離常數為Ka2=1.5×10-4，水解常數為Kh=KwKa1=10-145.6×10-2≈1.8×10-13?Ka2，電離大于水解，溶液顯酸性，pH<7，故B正確；pH=7時c(H+)=c(OH-)，根據電荷守恒，Na2C2O4溶液中有c(Na+)=2c(C2O42-)+c(HC2O4-)+c(Cl-)，故C錯誤；加入NaOH使c2.室溫下，通過下列實驗探究NaClO的性質。實驗1：測定0.1mol·L-1NaClO溶液的pH實驗2：向0.1mol·L-1NaClO溶液中通入少量CO2實驗3：向0.1mol·L-1NaClO溶液中加入稀硫酸至pH=7(忽略HClO的分解)實驗4：向0.1mol·L-1NaClO溶液中通入少量SO2，再加入BaCl2溶液，產生白色沉淀。已知：Ka(HClO)=4.0×10-8，Ka1(H2CO3)=4.5×10-7，Ka2(H2CO3)=4.7×10-11。下列說法正確的是()A.實驗1所測NaClO溶液的pH>13B.實驗2發生反應的離子方程式為CO2+H2O+2ClO-=CO3C.實驗3所得的溶液中：c(HClO)=2c(SO4D.實驗4所得的溶液中：c(Ba2+)·c(SO32-)=Ksp(BaSO答案C解析NaClO是強堿弱酸鹽，ClO-發生水解：ClO-+H2OHClO+OH-，由于水解程度較小，c(OH-)=c(HClO)，Kh=c(HClO)·c(OH-)c(ClO-)=c2(OH-)c(ClO-)≈c2(OH-)0.1=10-144.0×10-8，得c(OH-)=14×10-7mol·L-1，c(H+)=Kwc(OH-)=10-1414×10-7mol·L-1=2×10-10.5mol·L-1，即pH=-lg(2×10-10.5)≈10.2，故A錯誤；電離常數越大，酸性越強，則酸性：H2CO3>HClO>HCO3-，根據強酸制取弱酸的原理，反應的離子方程式為CO2+H2O+ClO-=HCO3-+HClO，故B錯誤；向0.1mol·L-1NaClO溶液中加入稀硫酸至pH=7，溶液中存在電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(ClO-)+c(OH-)+2c(SO42-)，因為c(H+)=c(OH-)，所以c(Na+)=c(ClO-)+2c(SO42-)，又溶液中存在元素守恒：c(Na+)=c(ClO-)+c(HClO)，結合上述兩個等式可得：c(HClO)=2c(SO42-)，故3.已知：25℃時有關弱酸的電離平衡常數如表所示。則下列有關說法錯誤的是()弱酸氫氟酸(HF)碳酸(H2CO3)草酸(H2C2O4)電離平衡常數6.6×10-4Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11Ka1=5.2×10-2Ka2=5.4×10-5A.0.1mol·L-1NaHC2O4溶液的pH<7B.物質的量濃度相同時，溶液的pH由小到大的順序為NaHC2O4、NaF、Na2CO3C.用NaOH溶液滴定一定量的H2C2O4溶液至呈中性時，溶液中c(HC2O4-)>c(C2D.pH=9的Na2CO3溶液中c(HCO3-)>c答案C解析HC2O4-的水解平衡常數為Kh(HC2O4-)=KwKa1=1×10-145.2×10-2≈1.92×10-13<Ka2，其電離程度大于水解程度，則NaHC2O4溶液的pH<7，故A項正確；物質的量濃度相同時，NaHC2O4溶液呈酸性，pH小于7，NaF、Na2CO3溶液呈堿性，CO32-水解程度比F-大，則碳酸鈉溶液堿性更強，則溶液的pH由小到大的順序為NaHC2O4、NaF、Na2CO3，故B項正確；由H2C2O4的Ka2可知，當溶液呈中性時，c(H+)=10-7mol·L-1，c(C2O42-)c(HC2O4-)=5.4×102，c(HC2O4-)<c(C2O42-)，故C項錯誤；由H2CO34.室溫下，H2SeO3的Ka1=2.7×10-3，Ka2=2.5×10-8。通過下列實驗探究NaHSeO3溶液的性質。實驗1：用pH試紙測定0.1mol·L-1NaHSeO3溶液的pH，測得pH約為4.5；實驗2：向5mL0.1mol·L-1NaHSeO3溶液中滴加0.1mol·L-1NaOH溶液至溶液pH為8；實驗3：將濃度均為0.02mol·L-1的NaHSeO3和Ba(OH)2溶液等體積混合，生成沉淀BaSeO3；實驗4：向足量0.1mol·L-1NaHSeO3溶液中通入少量SO2，生成沉淀Se。下列有關說法正確的是()A.0.1mol·L-1NaHSeO3溶液中存在：c(OH-)+c(H2SeO3)=c(H+)+c(SeOB.實驗2所得溶液中：c(SeO32-)<cC.依據實驗3的現象，可以推斷出Ksp(BaSeO3)<1.0×10-4D.實驗4中發生反應的離子方程式為HSeO3-+2SO2+H2O=Se↓+2答案C解析0.1mol·L-1NaHSeO3溶液中存在質子守恒：c(OH-)=c(H+)-c(SeO32-)+c(H2SeO3)，故A錯誤；c(H+)·c(SeO32-)c(HSeO3-)=Ka2=2.5×10-8，pH=8時，c(H+)=1×10-8mol·L-1，則c(SeO32-)c(HSeO3-)=2.5，c(SeO32-)>c(HSeO3-)，故B錯誤；忽略體積的變化，混合瞬間，OH-與HSeO3-反應生成SeO32-，由方程式可知，OH-過量，故c(SeO32-)≈c(Ba2+)=0.01mol·L5.(10分)25℃時，幾種弱酸的電離常數如表所示：化學式CH3COOHH2CO3HCN電離常數1.8×10Ka1=4.3×10Ka2=5.6×104.9×10請回答下列問題：(1)物質的量濃度為0.1mol·L-1的下列四種物質：a.Na2CO3b.NaCNc.CH3COONad.NaHCO3，pH由大到小的順序是(填字母)。

(2)25℃時，在0.5mol·L-1醋酸溶液中由醋酸電離出的c(H+)約是由水電離出的c(H+)的倍。

(3)寫出向氰化鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式：。

(4)25℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合液pH=6，則溶液中c(CH3COO-)-c(Na+)=(填準確數值)。

(5)25℃時，將amol·L-1醋酸與bmol·L-1氫氧化鈉溶液等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，用a、b表示醋酸的電離常數為。

答案(1)a>b>d>c(2)9×108(3)CN-+CO2+H2O=HCO3-+HCN(4)9.9×10-7mol·L-1解析(1)酸越弱，對應酸根離子的水解程度越大，所以pH由大到小的順序是a>b>d>c。(2)Ka(CH3COOH)=c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH)≈c2(H+)c(CH3COOH)=1.8×10-5，c(CH3COOH)≈0.5mol·L-1，解得c(H+)≈3×10-3mol·L-1，由水電離出的c(H+)約為10-143×10-3mol·L-1，故由醋酸電離出的c(H+)約是由水電離出的c(H+)的3×10-310-143×10-3=9×108倍。(3)酸性強弱順序為H2CO3>HCN>HCO3-，所以向氰化鈉溶液中通入少量二氧化碳的離子方程式為CN-+CO2+H2O=HCO3-+HCN。(4)25℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得混合液pH=6，c(H+)=10-6