Question

二元弱酸是分步電離的，25時碳酸和草酸的如下表：

H2CO3	Ka1=4.3×10-7	H2C2O4	Ka1=5.6×10-2
Ka2=5.6×10-11	Ka2=5.42×10-5

 

（1）設有下列四種溶液：

A．0.1 mol/L的Na2C2O4溶液??????? B．0.1 mol/L的NaHC2O4溶液

C．0.1 mol/L的Na2CO3溶液???????? D．0.1 mol/L的NaHCO3溶液

其中，c(H＋)最大的是_________，c（OH－）最大的是_________ 。

（2）某化學實驗興趣小組同學向用大理石和稀鹽酸制備CO2后殘留液中滴加碳酸鈉溶液，在溶液中插人pH傳感器，測得pH變化曲線如圖所示。

剛開始滴人碳酸鈉溶液時發生反應的離子方程式為_________，BC段發生反應的離子方程式為_____，D點時混合溶液中由水電離產生的c（H+）=_________ mol/L。

 

Answer 1

【答案】

（1）B?? C?? （2）2H++CO32-=H2O+CO2↑? Ca2++CO32-=CaCO3↓?? 10-4

【解析】

試題分析：（1）因為H2C2O4的二級電離平衡常數Ka2=5.42×10-5> H2CO3的二級電離平衡常數Ka2=5.6×10-11。所以在這四種溶液c(H＋)最大的是0.1 mol/L的NaHC2O4溶液。正確選項為B．電離平衡常數越小，其鈉鹽水解的程度就越大。溶液的堿性就越強。由于Ka2(H2C2O4)=5.42×10-5> 5.6×10-11= Ka2(H2CO3),所以c（OH－）最大的是0.1 mol/L的Na2CO3溶液。正確選項為C．（2）在反應開始時由于溶液的pH略大于2，說明溶液中含有過量稀鹽酸電離產生大量的H+。此時滴入碳酸鈉溶液時發生反應的離子方程式為2H++CO32-=H2O+CO2↑；在PH=7，溶液呈中性時發生的反應為CaCl2+Na2CO3=2NaCl+ CaCO3↓.反應的離子方程式為Ca2++CO32-=CaCO3↓。當該反應發生完全后繼續加入Na2CO3，則是Na2CO3和NaCl的混合溶液。NaCl是強酸強堿鹽，不發生水解反應，而Na2CO3是強堿弱酸鹽，弱酸根離子發生水解反應，消耗水電離產生的H+，使溶液顯堿性。在D點溶液的pH=10,則c(H+)=10-10mol/L.由于H+you 消耗，所以水電離產生的OH-的濃度為：c(OH-)=Kw÷c(H+)=10-4mol/L.所以c(H+)(水)= c(OH-)(水)= 10-4mol/L。

考點：考查鹽的水解、電離平衡常數及圖像法的應用。主要包括鹽溶液中的c(H+)、c(OH-)\的比較及混合溶液中離子方程式的書寫及鹽水解時水電離產生的離子濃度的問題。