Question

（1）已知在常温下，常见弱酸和弱碱的电离平衡常数如下表所示：

电解质	HF	CH3COOH	HNO2	NH3?H2O
电离平衡常数K	3.53×10-4	1.76×10-5	4.6×10-4	1.77×10-5

浓度均为0.1mol?L^-1的下列5种溶液：①CH₃COONH₄　②CH₃COONa　③NaNO₂  ④HF  ⑤NH₄Cl，溶液pH值由小到大的顺序是（填写编号）

 

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（2）将PM2.5样本用蒸馏水处理制成待测试样，若测得该试样所含水溶性无机离子的化学组分及其平均浓度如下表：

离子	K+	Na+	NH4+	SO42-	NO3-	Cl-
浓度/mol?L-1	4×10-6	6×10-6	2×10-5	4×10-5	3×10-5	2×10-5

根据表中数据计算试样的pH=

 

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（3）如图表示某溶液中c（H⁺）和c（OH^-）的关系，下列判断正确的是

 

（用编号填写）
A．两条曲线间任意点均有c（H⁺）×c（OH^-）=K_w
B．AB线上任意点均有pH=7
C．图中T₁＜T₂
D．M区域内（阴暗部分）任意点均有c（H⁺）＞c（OH^-）
（4）pKa表示的是弱电解质电离平衡常数的负对数，即pKa=-lgKa，有关数据如下：

①0.01mol?L^-1 NaHSO₃溶液的pH=b_l，0.01mol?L^-1 NaHCO₃溶液的pH=b₂，b₁

 

b₂（填“＜”“＞”“=”）
②向10mL 0.01mol?L^-1的H₂SO₃溶液中，滴加0.0lmol?L^-1 KOH溶液10mL，溶液中存在c（H⁺）＞c（OH^-），则以下四种微粒K⁺、H₂SO₃、HSO₃^-、SO₃^2-，其浓度由大到小的顺序为

 

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Answer 1

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡,pH的简单计算,盐类水解的应用,酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算

专题：电离平衡与溶液的pH专题,盐类的水解专题

分析：（1）根据溶液的酸碱性以及利用盐类的水解程度来确定溶液中pH大小，酸的酸性越弱则酸的酸根离子水解程度越大，其相同浓度钠盐溶液的pH越大；
（2）根据溶液中电荷守恒计算；
（3）A．任何水溶液中都存在c（H⁺）×c（OH^-）=Kw；
B．温度不同氢离子的浓度不同pH不同；
C．水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则Kw逐渐增大；
D．在AB连线的上方，c（H⁺）＜c（OH^-），在AB连线的下方，c（H⁺）＞c（OH^-）；
（4）①根据pKa越小，电离平衡常数Ka越大，则对应酸的酸性就强，利用酸越弱则强碱弱酸盐的水解程度越大来分析；
②H₂SO₃与KOH以1：1的物质的量比反应生成KHSO₃，利用KHSO₃溶液呈酸性，则HSO₃^-的电离大于其水解来分析．

解答： 解：（1）水解呈碱性的有②CH₃COONa　③NaNO₂，酸的Ka越大，酸越强，对应盐水解程度越小，其PH越小，则pH：②＞③；
水解呈酸性的有：⑤NH₄Cl；
水解呈中性有：①CH₃COONH₄，醋酸和NH₃?H₂O的电离常数基本相当，所以CH₃COONH₄水解显中性；
酸有：④HF，
由于水解程度较小，所以水解产生的氢离子浓度小于电离产生的氢离子浓度；所以溶液pH值由小到大的顺序是④⑤①③②；
故答案为：④⑤①③②；
（2）溶液中电荷守恒：C（K⁺）+C（NH₄⁺）+C（H⁺）=2C（SO₄^2-）+C（NO₃^-）+C（Cl^-），得C（H⁺）=1×10^-4mol?L^-1，pH值为4，
故答案为：4；
（3）A．只要是水溶液中，都会有c（H⁺）×c（OH^-）=Kw，故A正确；
B．AB连线是一条Kw渐渐变大的线，pH也变大，故B错误；
C．水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则Kw逐渐增大，B点Kw大于A点，所以T₁＜T₂，故C正确；
D．AB连线的斜率是1，存在c（H⁺）=c（OH^-），在AB连线的上方，c（H⁺）＜c（OH^-），在AB连线的下方，c（H⁺）＞c（OH^-），故D错误；
故答案为：AC；
（4）①由pKa数据可知，亚硫酸的pKa小于碳酸，则酸性比碳酸的强，相同浓度的NaHSO₃溶液比NaHCO₃溶液中酸根离子的水解程度弱，则NaHSO₃溶液的pH小，即b_l＜b₂，故答案为：＜；
②反应后溶液的溶质为KHSO₃，又KHSO₃溶液呈酸性，则HSO₃^-的电离大于其水解，电离生成SO₃^2-离子，水解生成H₂SO₃，则c（K⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（H₂SO₃），故答案为：c（K⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（H₂SO₃）．

点评：本题考查了溶液PH的大小比较、溶液中电荷守恒的应用、水解原理的应用、酸碱混合后溶液中的离子的浓度关系等，题目侧重于反应原理的应用，题目综合性较强，难度中等．