Question

20．（1）在25℃下，将a mol•L^-1的氨水与0.01mol•L^-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），则溶液显中（填“酸”、“碱”或“中”）性；用含a的代数式表示NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$mol/L．
（2）①已知常温常压下，空气中的CO₂溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c（H₂CO₃）=1.5×10^-5mol•L^-1．若忽略水的电离及H₂CO₃的第二级电离，则H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺的平衡常数K₁=4.2×10^-7 mol•L^-1．（已知10^-5.60=2.5×10^-6）
②已知H₂CO₃的第二级电离常数K₂=5.6×10^-11，HClO的电离常数K=3.0×10^-8，写出下列条件下所发生反应的离子方程式：
a．少量Cl₂通入到过量的Na₂CO₃溶液中：Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-．
b．Cl₂与Na₂CO₃按物质的量之比1：1恰好反应：Cl₂+H₂O+CO₃^2-=HCO₃^-+Cl^-+HClO．
c．少量CO₂通入到过量的NaClO溶液中：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

Answer 1

分析 （1）结合溶液的电荷守恒以及电离平衡常数解答；
（2）①电离平衡常数指弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度系数次幂的乘积，与溶液中未电离分子的浓度系数次幂的乘积的比值，则H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺的平衡常数K=$\frac{c（{H}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$；
②酸的电离平衡常数越大，酸性越强，HClO的酸性比HCO₃^-强，强酸能够制取弱酸，
a、少量氯气通入碳酸钠溶液中，二者反应生成碳酸氢钠、氯化钠和次氯酸钠；
b、Cl₂与Na₂CO₃按物质的量之比1：1恰好反应，反应生成碳酸氢钠、氯化钠和次氯酸；
c、酸性强弱HClO＞HCO₃^-，根据强酸制取弱酸知，二者反应生成碳酸氢钠和次氯酸．

解答 解：（1）根据电荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\frac{1}{2}$×0.01mol•L^-1=0.005mol•L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=$\frac{1}{2}$amol•L^-1-0.005mol•L^-1=（0.5a-0.005）mol/L，
NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{1{0}^{-7}×0.005}{0.5a-0.005}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$mol/L，
故答案为：中，$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$mol/L．
（2）①饱和CO₂水溶液的pH=5.60，所以c（H⁺）=10^-5.6=2.5×10^-6mol/L，c（H₂CO₃）=1.5×10^-5 mol•L^-1，
则H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺的平衡常数，K═4.2×10^-7 mol•L^-1，
故答案为：4.2×10^-7 mol•L^-1；
②a、少量氯气通入碳酸钠溶液中，二者反应生成碳酸氢钠、氯化钠和次氯酸钠，离子方程式为：Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-，
故答案为：Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-；
b、Cl₂与Na₂CO₃按物质的量之比1：1恰好反应，反应生成碳酸氢钠、氯化钠和次氯酸，离子方程式为：Cl₂+H₂O+CO₃^2-=HCO₃^-+Cl^-+HClO，
故答案为：Cl₂+H₂O+CO₃^2-=HCO₃^-+Cl^-+HClO；
c、酸性强弱HClO＞HCO₃^-，根据强酸制取弱酸知，二者反应生成碳酸氢钠和次氯酸，离子方程式为ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-，
故答案为：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

点评 本题考查了溶液酸碱性判断、电离平衡常数的计算以及以弱电解质的电离为载体考查了离子方程式的书写、酸性强弱判断，根据电离平衡常数确定酸性强弱，再结合强酸制取弱酸来分析解答，物质的量不同导致其反应方程式不同，为易错点．