Question

（14分）常温下，某水溶液中存在的离子有：Na+、B2-、HB-、H+、OH-，存在的分子有H2O、H2B。根据题意回答下列问题：

（1）写出酸H2B的电离方程式 ﹑ 。

（2）常温下，已知0.1 mol·L－1二元酸H2B溶液中c(OH－) / c(H+)＝1×10－6。

①常温下，0.1 mol·L－1H2B溶液的pH= ；

②写出该酸（H2B）与少量NaOH溶液反应的离子方程式： ；

（3）常温下，将100 mL 0.1 mol·L-1的稀H2SO4溶液与100 mL 0.4 mol·L-1的NaOH溶液充分混合（溶液体积变化忽略不计），所得溶液的pH= 。

（4）t℃时，有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性，则该温度下水的离子积常数Kw= 。该温度下（t℃），0.1 mol·L－1HCl溶液的pH= ；

 

Answer 1

⑴ H2BHB-+ H+ ； HB-B2-+ H+ ；

⑵ ① 4；② H2B + OH-= HB- + H2O ；⑶ 13 ； ⑷ 10－13 ； 1 。

【解析】

试题分析：根据在该酸溶液中存在的微粒的种类可知在酸H2B溶液中存在的电离平衡有：H2BHB-+ H+ ； HB-B2-+ H+；（2）①常温下，已知0.1 mol·L－1二元酸H2B溶液中c(OH－) / c(H+)＝1×10－6，而c(OH－)·c(H+)＝1×10－14，所以c(OH－)= 1×10－10,所以c(H+)＝1×10－4，pH=4。②该酸（H2B）与少量NaOH溶液反应的离子方程式是H2B+ OH－= HB- + H2O。（3）n(H+)=0.1L×0.1mol/L×2=0.02mol；n(OH－)=0.1L×0.4mol/L=0.04mol．溶液混合后，碱过量，溶液显碱性，n(OH－)(混合)= 0.04mol-0.02mol=0.02mol。c(OH-)= 0.02mol÷0.2L=0.1mol/L所以c(H+)=Kw÷c(OH－)=10-13mol/L．pH=13． （4）t℃时，有pH=2的稀硫酸c(H+)=10-2mol/L； pH=11的NaOH溶液，c(H+)(碱)=10-11mol/L，由于等体积混合后溶液呈中性。所以c(OH-)=Kw÷c(H+)(碱)=10-2mol/L。Kw==10-2mol/L×10-11mol/L=10-13mol2/L2。该温度下（t℃），0.1 mol·L－1HCl溶液的pH=1。

考点：考查多元弱酸的电离平衡、溶液的pH的计算、水的离子积醋酸钠与pH的关系的知识。