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25℃时,几种弱酸溶液的pH如下表所示:
弱酸 CH3COOH H2SO3 HCN
物质的量浓度mol/L 0.01 0.01 0.01
pH 3.4 2.3 5.6

(1)25℃时,Na2SO3溶液的pH
(填“>”、“<”“或“=”)7,其原因是
SO32-+H2OHSO3-+OH-
SO32-+H2OHSO3-+OH-
(用离子方程式表示).
(2)图1是常温下,相同pH的CH3COOH和HCN溶液分别加水稀释时溶液的pH随溶液体积变化的曲线.
①图1中曲线
(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)表示加水稀释HCN溶液时pH的变化.
②下列操作能使CH3COOH的电离程度与
c(H+)
c(CH3COOH)
同时增大的是
AB
AB

A.加水稀释溶液        B.升高溶液温度     C.加入少量NaHSO4固体   D.加入少量CH3COONa固体
③在图2中分别画出常温下CH3COONa溶液和NaCN溶液中由水电离出的c(OH-)与其盐浓度的变化曲线.
(3)常温下,物质的量浓度相同的CH3COONa溶液和NaCN溶液中,CH3COONa溶液中各离子浓度之和
(填“>”、“<”或“=”)NaCN溶液中各离子浓度之和.
(4)已知:HCN(aq)H+(aq)+CN-(aq)△H=+43.5kJ?mol-1
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(1)△H=-57.3kJ?mol-1则NaCN在溶液中发生水解的热化学方程式:
CN-(aq)+H2O(1) HCN(aq)+OH-(aq)的△H=
+13.8kJ/mol
+13.8kJ/mol
.该反应25℃时的平衡常数K=
1.6×10-5
1.6×10-5

(需填具体数值,已知10-5.6=2.5×10-6
分析:(1)根据0.01mol/L亚硫酸的pH可知其为弱酸,则利用亚硫酸根离子的水解来分析溶液的pH;
(2)①由表格中的数据分析酸性的强弱,因加水促进弱电解质的电离,酸性较强的酸浓度变化大;
②根据影响醋酸电离平衡移动的因素来分析;
③根据盐类水解的规律可知,酸越弱,水解程度越大,盐的浓度大,水解生成的氢氧根离子的浓度大;
(3)水解程度大的溶液中的氢离子浓度小,然后根据电荷守恒及离子的物质的量浓度来分析;
(4)利用盖斯定律来计算反应热,并利用化学反应及平衡常数与电离常数与Kw的关系来计算水解平衡常数.
解答:解:(1)25℃时,0.01mol/L亚硫酸的pH=2.3,则亚硫酸为弱酸,即亚硫酸钠为强碱弱酸盐,由SO32-+H2OHSO3-+OH-可知溶液显碱性,pH>7,
故答案为:>;SO32-+H2OHSO3-+OH-
(2)①由表格中的数据可知,相同浓度的CH3COOH和HCN溶液,HCN的pH大,则HCN的酸性更弱,相同pH的CH3COOH和HCN溶液分别加水稀释时,醋酸的氢离子
浓度变化大于HCN中氢离子的浓度变化,则醋酸的pH变化大,所以曲线Ⅱ表示加水稀释HCN溶液时pH的变化,故答案为:Ⅱ;
②由CH3COOHH++CH3COO-,加水稀释,促进电离,电离平衡正向移动,电离程度增大,
c(H+)
c(CH3COOH)
增大,故A正确;
因弱电解质的电离是吸热的,则升高温度,电离平衡正向移动,电离程度增大,
c(H+)
c(CH3COOH)
增大,故B正确;
加入少量NaHSO4固体,H+的浓度增大,电离平衡逆向移动,电离程度减小,故C错误;
加入少量CH3COONa固体,CH3COO-的浓度增大,电离平衡逆向移动,电离程度减小,故C错误;
故答案为:AB;
③由表格中的数据可知,酸性CH3COOH>HCN,CH3COONa溶液和NaCN溶液中都水解生成OH-,但相同浓度的盐时,NaCN溶液水解生成的OH-离子浓度大,
且盐的浓度越大,水解生成的OH-离子浓度也就越大,故答案为:
(3)物质的量浓度相同的CH3COONa溶液和NaCN溶液中,由电荷守恒可知CH3COONa溶液中存在c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-),
NaCN溶液中存在c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-),则两溶液中的离子浓度之和的比较即为2c(Na+)+2c(H+)的比较,
等物质的量浓度时,NaCN溶液水解生成的OH-离子浓度大,则2c(H+)就小,所以CH3COONa溶液中各离子浓度之和大,故答案为:>;
(4)HCN(aq)H+(aq)+CN-(aq)△H=+43.5kJ?mol-1①,
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(1)△H=-57.3kJ?mol-1②,
由盖斯定律可知反应CN-(aq)+H2O(1) HCN(aq)+OH-(aq)可由-①+(-②)得到,则反应热
△H═-(+43.5kJ?mol-1)+57.3kJ?mol-1=+13.8 kJ/mol,K=
1
Ka
×Kw=
0.01
2.5×10-6×2.5×10-6
×10-14=1.6×10-5
故答案为:+13.8 kJ/mol;1.6×10-5
点评:本题较难,考查的知识点较多,将电离与水解有机的结合在一起,并利用反应的关系计算反应热和水解平衡常数,较好的训练学生分析、计算、图象处理的综合能力.
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科目:高中化学 来源: 题型:

某硫酸工厂的酸性废水中砷(As)元素含量极高,为控制砷的排放,采用化学沉降法处理含砷废水,相关数据如下表.请回答以下问题:
表1.几种盐的Ksp                
难溶物 Ksp
Ca3(AsO42 6.8×10-19
CaSO4 9.1×10-6
FeAsO4 5.7×10-21
表2.工厂污染物排放浓度及允许排放标准
污染物 H2SO4 As
废水浓度 29.4g/L 1.6g?L-1
排放标准 pH 6~9 0.5mg?L-1
(1)该硫酸工厂排放的废水中硫酸的物质的量浓度c(H2SO4)=
 
mol?L-1
(2)若酸性废水中Fe3+的浓度为1.0×10-4mol?L-1,c(AsO43-)=
 
mol?L-1
(3)工厂排放出的酸性废水中的三价砷(H3AsO3弱酸)不易沉降,可投入MnO2先将其氧化成五价砷(H3AsO4弱酸),MnO2被还原为Mn2+,反应的离子方程式为
 

(4)在处理含砷废水时采用分段式,先向废水中投入生石灰调节pH到2,再投入生石灰将pH调节到8左右使五价砷以Ca3(AsO42形式沉降.
①将pH调节到2时废水中有大量沉淀产生,沉淀主要成分的化学式为
 

②Ca3(AsO42在pH调节到8左右才开始沉淀,原因为
 

③砷酸(H3AsO4)分步电离的平衡常数(25℃)为:K1=5.6×10-3K2=1.7×10-7K3=4.0×10-12
第三步电离的平衡常数的表达式为K3=
 
.Na3AsO4的第一步水解的离子方程式为:AsO43-+H2O?HAsO42-+OH-,该步水解的平衡常数(25℃)为:
 
(保留两位有效数字).

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科目:高中化学 来源:2012-2013学年广东省潮州市高三第二次高考模拟考试理综化学试卷(解析版) 题型:填空题

某硫酸工厂的酸性废水中砷(As)元素含量极高,为控制砷的排放,采用化学沉降法处理含砷废水,工艺流程如下:

相关数据如下表,请回答以下问题:

表1.几种盐的Ksp

难溶物

Ksp

Ca3(AsO4)2

6.8×1019

CaSO4

9.1×106

FeAsO4

5.7×1021

 

表2.工厂污染物排放浓度及允许排放标准

污染物

H2SO4

As

废水浓度

29.4g/L

1.6g·L1

排放标准

pH 6~9

0.5mg·L1

 

(1)该硫酸工厂排放的废水中硫酸的物质的量浓度c(H2SO4)=            mol·L1

(2)若酸性废水中Fe3+的浓度为1.0×104mol·L1,c(AsO43)=           mol·L1

(3)工厂排放出的酸性废水中的三价砷(H3AsO3弱酸)不易沉降,可投入MnO2先将其氧化成五价砷(H3AsO4弱酸),MnO2被还原为Mn2,反应的离子方程式为                                             

(4)在处理含砷废水时采用分段式,先向废水中投入生石灰调节pH到2,再投入生石灰将pH调节到8左右使五价砷以Ca3(AsO4)2形式沉降。

①将pH调节到2时废水中有大量沉淀产生,沉淀主要成分的化学式为             

②Ca3(AsO4)2在pH调节到8左右才开始沉淀,原因为                               

                                                                           

③砷酸(H3AsO4)分步电离的平衡常数(25℃)为:K1=5.6×10K2=1.7×10K3=4.0×1012,第三步电离的平衡常数的表达式为K3=                            。Na3AsO4的第一步水解的离子方程式为:AsO43+H2OHAsO42+OH,该步水解的平衡常数(25℃)为:                   (保留两位有效数字)。

 

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