Question

19．已知常溫下測得0.01mol•L^-1 H₂SO₄溶液中，c（H⁺）=0.011mol•L^-1，據此回答下列問題：
（1）硫酸的電離方程式為H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2-，0.1mol•L^-1 NaHSO₄溶液中各微粒濃度由大到小的順序為c（Na⁺）＞c（HSO₄^-）＞c（H⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-），根據題給條件推斷Na₂SO₄溶液呈堿（填“堿”或“酸”或“中”）性，原因是（用離子方程式表示）SO₄^2-+H₂O?OH^-+HSO₄^-．
（2）常溫下，0.01mol•L^-1的NaHSO₄溶液中c（H⁺）＞0.001mol•L^-1（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）根據題給條件推斷2mol•L^-1　NaHSO₄溶液與1mol•L^-1　Ba（OH）₂溶液等體積混合，反應的離子方程式為2OH^-+2HSO₄^-+Ba²⁺=BaSO₄↓+2H₂O+SO₄^2-．

Answer 1

分析 常溫下0.01mol•L^-1 H₂SO₄（強酸）溶液中c（H⁺）=0.011mol•L^-1，說明硫酸的第二步電離存在電離平衡，
（1）硫酸溶液中完全電離，硫酸氫根離子的電離程度大于其水解程度，溶液顯示酸性，據此判斷各離子濃度大小；硫酸鈉溶液中，硫酸根離子部分水解生成硫酸氫根離子，溶液顯示堿性，據此寫出其水解方程式；
（2）硫酸的第一步電離抑制了其第二步電離，導致硫酸中硫酸氫根離子的電離程度減小，據此判斷0.01mol/L的硫酸氫鈉溶液中氫離子濃度大��；
（3）硫酸氫鈉與氫氧化鋇反應生成硫酸鋇和水，其中硫酸氫鈉不能拆開，硫酸根離子過量；繼續滴加氫氧化鋇，剩余的硫酸根離子與鋇離子反應生成硫酸鋇沉淀．

解答 解：常溫下0.01mol•L^-1 H₂SO₄（強酸）溶液中c（H⁺）=0.011mol•L^-1，說明第一步電離是完全的：H₂SO₄=H⁺+HSO₄^-，第二步電離并不完全：HSO₄^-?H⁺+SO₄^2-，
（1）硫酸溶液中電離方程式為：H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2-，NaHSO₄溶液中，硫酸氫根離子的電離程度大于其水解程度，溶液顯示酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-）、c（Na⁺）＞c（HSO₄^-），溶液中離子濃度大小為：c（Na⁺）＞c（HSO₄^-）＞c（H⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）；
Na₂SO₄溶液中硫酸根離子易水解，所以溶液中存在水解平衡：SO₄^2-+H₂O?OH^-+HSO₄^-，導致溶液呈弱堿性，
故答案為：H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2-，c（Na⁺）＞c（HSO₄^-）＞c（H⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）；堿；SO₄^2-+H₂O?OH^-+HSO₄^-；
（2）0.01mol•L^-1 H₂SO₄（強酸）溶液中c（H⁺）=0.011mol•L^-1，硫酸的第一步電離的氫離子濃度為0.01mol/L，則第二步電離出的氫離子為0.001mol/L，硫酸的第一步電離出的氫離子抑制第二步電離，所以0.01mol/L的硫酸氫鈉溶液中，氫離子濃度應該大于0.001mol/L，
故答案為：＞；
（3）2mol•L^-1 NaHSO₄溶液與1mol•L^-1 Ba（OH）₂溶液等體積混合，反應后硫酸根離子過量，反應的離子方程式為：2OH^-+2HSO₄^-+Ba²⁺=BaSO₄↓+2H₂O+SO₄^2-；若繼續滴加Ba（OH）₂溶液，鋇離子與硫酸根離子反應生成硫酸鋇沉淀，離子方程式為：SO₄^2-+Ba²⁺=BaSO₄↓，
故答案為：2OH^-+2HSO₄^-+Ba²⁺=BaSO₄↓+2H₂O+SO₄^2-．

點評 本題考查了離子濃度大小比較、鹽的水解原理及其應用，題目難度中等，明確硫酸的第二步部分電離為解答關鍵，注意掌握判斷離子濃度大小常用方法，試題側重考查學生的分析、理解能力．