Question

【題目】Ⅰ.某溫度下，純水中的c(H+)=2.0×10-7mol·L-1，則此時溶液的c(OH-)=____ mol·L-1，這種水顯____(填“酸”“堿”或“中”)性；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H+)=5.0×10-6 mol·L-1，則c(OH-)=__ mol·L-1。

Ⅱ. (1)在2mL 0.1mol·L-1的NaCl溶液中，加入2mL 0.1mol·L-1的AgNO3溶液，可觀察到____，此反應的離子方程式為______________。 將此混合液過濾，濾渣加入2mL 0.1mol·L-1的KI溶液，攪拌，可觀察到_______________， 反應的離子方程式為____________。

(2)下列說法不正確的是___。

A.用稀鹽酸洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl小

B.所有物質的溶解都是吸熱的

C. 沉淀反應中常加過量的沉淀劑，其目的是使沉淀完全

D.除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀Mg2+比用效果好，說明 Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大

Ⅲ. 25 ℃，兩種常見酸的電離常數如下表所示。

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10-2	6.3×10-8
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11

(1) 的電離常數表達式 K =_____________。

(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為______________。

Answer 1

【答案】2.0×10-7 中 8×10-9 白色沉淀 Ag++Cl-=AgCl↓ 白色沉淀變為黃色沉淀 AgCl(s)+I-(aq)AgI(s)+Cl-(aq) BD

【解析】

根據弱電解質的電離平衡原理及平衡常數表達式進行相關計算；根據沉淀溶解平衡及沉淀轉化規律判斷反應現象及書寫相關離子方程式；根據溶度積常數與溶解度的關系分析解答。

Ⅰ.純水中水電離的氫離子濃度等于氫氧根濃度，所以c(H+)=2.0×10-7mol·L-1時，溶液的c(OH-)=c(H+)=2.0×10-7mol·L-1，此時溶液呈中性；電離平衡常數K=c(OH-)c(H+)=2.0×10-7 ×2.0×10-7=4.0×10-14，滴入稀鹽酸使c(H+)=5.0×10-6mol·L-1，則；

Ⅱ. (1)反應生成氯化銀和硝酸鈉，觀察到白色沉淀，離子反應為Ag++Cl-=AgCl↓，AgCl中加入2mL 0.1mol/L的KI溶液發生沉淀的轉化，生成AgI，觀察到白色沉淀轉化為黃色沉淀，離子反應為AgCl(s)+I-(aq) AgI(s)+Cl-(aq)；

(2)A.氯化銀沉淀溶解平衡中存在溶度積常數，Ksp=c(Ag+)c(Cl)，銀離子濃度增大，平衡向沉淀方向進行；用稀鹽酸洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl小，故A正確；

B.物質的溶解度大部分隨溫度的升高而增加，大部分物質的溶解是吸熱的，有些物質溶解度隨溫度升高減小，有些物質溶解時放熱的，故B錯誤；

C. 為使離子完全沉淀，加入過量的沉淀劑，能使離子沉淀完全，故C正確；

D. Mg(OH)2的溶解度比MgCO3小，故D錯誤；

故答案為BD；

Ⅲ. (1)HSO3的電離方程式為：HSO3H++SO32-，平衡常數表達式為K=；

(2)由表可知H2SO3的二級電離小于H2CO3的一級電離，所以酸性強弱H2SO3>H2CO3>HSO3-，所以反應的主要離子方程式為H2SO3+HCO3=HSO3+CO2↑+H2O。