Question

1．（1）常溫下，將0.15mol•L^-1稀硫酸V₁mL與0.1mol•L^-1NaOH溶液V₂mL混合，所得溶液的pH為1，則V₁：V₂=1：1（溶液體積變化忽略不計）；純水在100℃時，pH=6，該溫度下0.1mol•L^-1的NaOH溶液中，溶液的pH=11．該溶液中由水電離出的c（OH^-）約為1×10^-11mol•L^-1
（2）常溫下，0.1mol•L^-1的NaHCO₃溶液的pH大于8，則溶液中c（CO₃^2-）＜c（H₂CO₃）（填“＞”、“＜”或“=”）；水解反應是典型的可逆反應，水解反應的化學平衡常數稱為水解常數（用K_b表示），類比化學平衡常數的定義，請寫出Na₂CO₃第一步水解反應的水解常數的表達式K_b=$\frac{c（{HC{O}_{3}}^{-}）•c（O{H}^{-}）}{c（C{{O}_{3}}^{2-}）}$，請設計實驗證明0.1mol•L^-1的Na₂CO₃溶液中水解的CO₃^2-不超過其總量的10%用pH試紙（或pH計）測常溫下0.1mol•L^-1 Na₂CO₃溶液的pH，若pH＜12就可 以說明Na₂CO₃溶液中水解的CO₃^2-不超過其總量的10%．

Answer 1

分析 （1）所得溶液的pH值為1，溶液中氫離子濃度為1×10^-1mol•L^-1，說明氫離子過量，根據題中稀硫酸和氫氧化鈉溶液體積列式計算出V₁：V₂的比值；先計算出0.1 mol•L^-1的NaOH中c（H⁺），再根據pH=-lg[H⁺]計算出溶液的pH；堿溶液中的氫離子是水的電離的；
（2）0.1mol•L^-1NaHCO₃溶液的pH大于8，溶液顯堿性，碳酸氫根離子的水解大于其電離程度；
碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子和氫氧根離子，據此類比化學平衡常數的定義寫出Na₂CO₃第一步水解反應的水解常數的表達式；
碳酸鈉屬于強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解而使溶液呈堿性，根據其水解程度確定溶液pH，用pH試紙測量其pH即可．

解答 解：（1）溶液中氫氧化鈉的物質的量為：V₂×10^-3L×0.1mol/L=V₂×10^-4mol，
稀硫酸中氫離子的物質的量為：V₁×10^-3L×0.15mol/L×2=3V₁×10^-4mol，
兩溶液混合后溶液顯示酸性，氫離子濃度為1×10^-1mol•L^-1，
則有：3V₁×10^-4mol-V₂×10^-4mol=（V₁+V₂）×10^-3L×1×10^-1mol•L^-1=（V₁+V₂）×10^-4mol，解得：V₁：V₂=1：1；
純水中的[H⁺]=[OH^-]，pH=6，[H⁺]=[OH^-]=1×10^-6mol•L^-1，K_W=1×10^-6×1×10^-6=1×10^-12，0.1mol•L^-1的NaOH溶液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，c（H⁺）=1×10^-11mol•L^-1，pH=-lg[H⁺]=11，強氧化鈉溶液中的氫離子是水的電離的，則水電離的氫氧根離子為1×10^-11，
故答案為：1：1；11；1×10^-11；
（2）0.1mol•L^-1NaHCO₃溶液的pH大于8，溶液顯堿性，說明HCO₃^-的水解程度大于其電離程度，則c（CO₃^2-）＜c（HCO₃^-）；
碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子和氫氧根離子，則其水解平衡常數額：K_b=$\frac{c（{HC{O}_{3}}^{-}）•c（O{H}^{-}）}{c（C{{O}_{3}}^{2-}）}$；
常溫下，0.1mol•L^-1的純堿溶液，發生水解的CO₃^2-離子不超過其總量的10%，則溶液中c（OH^-）＞0.1mol/L×10%=0.01mol/L，則c（H⁺）＜$\frac{1{0}^{-14}}{0.01}$mol/L=10^-12mol/L，所以溶液的pH＜12，故操作方法為：用pH試紙測量常溫下0.1mol/L碳酸鈉溶液的pH，如果溶液的pH＜12，則證明發生水解的CO₃^2-離子不超過其總量的10%，
故故答案為：＜；$\frac{c（{HC{O}_{3}}^{-}）•c（O{H}^{-}）}{c（C{{O}_{3}}^{2-}）}$；用pH試紙（或pH計）測常溫下0.1mol•L^-1 Na₂CO₃溶液的pH，若pH＜12就可 以說明Na₂CO₃溶液中水解的CO₃^2-不超過其總量的10%．

點評 本題考查了離子濃度大小比較、酸堿混合的定性判斷及溶液pH的計算等知識，題目難度中等，試題知識點較多、綜合性較強，充分考查學生靈活應用基礎知識的能力，注意掌握酸堿混合的定性及溶液pH的計算方法判斷方法，明確離子濃度定性比較的常用方法．