- 离子共存
- 共2225题
最近雾霾天气肆虐我国大部分地区。其中SO2是造成空气的污染的主要原因，利用钠碱循环法可除去SO2。
（1）钠碱循环法中，吸收液为Na2SO3溶液，该反应的离子方程式是________。
（2）已知H2SO3的电离常数为K1＝1.54×10－2，K2＝1.024×10－7；H2CO3的电离常数为K1＝4.30×10－7，K2＝5.60×10－11，则下列微粒可以大量共存的是______（填序号）。
A.CO32－ HSO3－ B. HCO3－ HSO3－ C. SO32－ HCO3－ D. H2SO3 HCO3－
（3）吸收液吸收SO2的过程中，pH随n(SO32－):n(HSO3－)变化关系如下表：
①根据上表判断NaHSO3溶液显_______性，试解释原因__________________________；
②在NaHSO3溶液中离子浓度关系不正确的是_______（填序号）。
A．c(Na+)＝2c(SO32-)+c(HSO3-)
B．c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)
C．c(H2SO3)+ c(H+)＝c(SO32-)+c(OH-)
D．c(Na+)+ c(H+)＝2c(SO32-)+ c(HSO3-)+ c(OH-)
（4）当吸收液的pH降至约为6时，需送至电解槽处理，直至得到pH＞8的吸收液再循环利用，电解示意图如下：
①写出阳极上发生的电极反应式____________；
②当电极上有1mol电子转移时阴极产物的质量为__________。
正确答案
（1）SO32－＋SO2＋H2O＝2HSO3－（1分）
（2）BC（2分，全对得2分，有错不得分，选不全得1分）
（3）①酸（1分）；在亚硫酸氢钠溶液中HSO3－存在电离平衡：HSO3－
（4）①HSO3－＋H2O－2e－＝SO42－＋3H＋（2分）②1g（1分）
试题分析：（1）亚硫酸是二元弱酸，其正盐能吸收SO2转化为酸式盐，所以钠碱循环法中，吸收液为Na2SO3溶液时反应的离子方程式为SO32－＋SO2＋H2O＝2HSO3－。
（2）弱酸的电离常数越大，酸性越强，则根据H2SO3的电离常数为K1＝1.54×10－2，K2＝1.024×10－7和H2CO3的电离常数为K1＝4.30×10－7，K2＝5.60×10－11可知，酸性强弱顺序是H2SO3＞H2CO3＞HSO3－＞HCO3－。根据较强的酸制备减弱的酸可知，CO32－与HSO3－反应生成HCO3－和SO32－，不能大量共存；H2SO3与HCO3－反应生成CO2和HSO3－，不能大量共存。而HCO3－与HSO3－、SO32－与HCO3－均可以大量共存，答案选BC。
（3）①由于SO32－只能水解，溶液显碱性，所以根据n(SO32－):n(HSO3－)＝1:91时溶液显酸性可知，NaHSO3溶液显酸性。这是由于在亚硫酸氢钠溶液中HSO3－存在电离平衡：HSO3－
②根据物料守恒可知，c(Na+)＝c(SO32-)+c(HSO3-)+ c(H2SO3)，A不正确；B、由于HSO3－的电离程度强于水解程度，且均是很弱的，所以溶液中c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)，B正确；C、根据电荷守恒可知c(Na+)+ c(H+)＝2c(SO32-)+ c(HSO3-)+ c(OH-)和物料守恒可知c(Na+)＝c(SO32-)+c(HSO3-)+ c(H2SO3)，溶液中c(H2SO3)+ c(H+)＝c(SO32-)+c(OH-)，C正确；D、符合电荷守恒c(Na+)+ c(H+)＝2c(SO32-)+ c(HSO3-)+ c(OH-)，D正确，答案选A。
（4）①电解池中阳极与电源的正极相连，失去电子，发生氧化反应。根据装置可知阳极有硫酸生成，由于溶液的pH＝6，溶液中主要是以HSO3-存在，所以阳极主要是HSO3-放电，因此阳极上发生的电极反应式为HSO3－＋H2O－2e－＝SO42－＋3H＋。
②电解池中阴极得到电阻，则根据装置可判断阴极是溶液中的氢离子放电生成氢气，电极反应式为2H＋＋2e－＝H2↑。当电极上有1mol电子转移时阴极得到0.5mol氢气，所以阴极产物的质量为0.5mol×2g/mol＝1g。
I．常温下在20mL0．1mol/L Na2CO3溶液中逐滴加入0．1mol/L HCl溶液40mL，溶液的pH逐渐降低，此时溶液中含碳元素的微粒物质的量浓度的百分含量（纵轴）也发生变化（CO2因逸出未画出），如图所示。回答下列问题
（1）H2CO3、HCO3-、CO32-中不能大量共存于同一溶液中的是___________________。
（2）实验室可用“双指示剂法”测定碳酸钠、碳酸氢钠混合溶液中各种物质的含量，操作步骤如下：
①取固体样品配成溶液；
②取25mL样品溶液加指示剂A，用0．1010mol/LNaOH标准溶液滴定至终点；
③再加指示剂B，再用0．1010mol/LNaOH标准溶液滴定至终点……
指示剂B的变色范围在pH=______左右最理想。
（3）当pH=7时，此时再滴入盐酸溶液所发生反应离子方程式是____________________。
（4）已知在25℃时，CO32-水解反应的平衡常数即水解常数Kh=2×10-4，当溶液中c(HCO3-)︰c(CO32-)=
2︰1时，溶液的pH=_____________。
II．某二元弱酸（简写为H2A）溶液，按下式发生一级和二级电离：H2A
（A）0．01mol/L 的H2A溶液
（B）0．01mol/L 的NaHA溶液
（C）0．01mol/L 的HCl与0．04mol/L的NaHA溶液等体积混合液
（D）0．02mol/L 的NaOH与0．02 mol/L的NaHA溶液等体积混合液
据此，填写下列空白（填代号） ：
（5）c(H+)最大的是_________，c(H2A)最大的是___________，c(A2-)最大的是_________。
正确答案
（1）H2CO3、CO32-
（2）4.5
（3）HCO3-+H+=H2CO3
（4）10
（5）A；C；D
I．如图1为向25mL 0.1mol·L—1NaOH溶液中逐滴滴加0.2mol·L－1CH3COOH溶液过程中溶液pH的变化曲线。请回答：
⑴ B点溶液呈中性，有人据此认为，在B点时NaOH与CH3COOH恰好完全反应，这种看法是否正确？________(选填“是”或“否”)。若不正确，则二者恰好完全反应的点是在AB区间还是BD区间内？________区间(若正确，此问不答)。
⑵关于该滴定实验，从下列选项中选出最恰当的一项________(选填字母)。
⑶ AB区间，c(OH—)>c(H+)，则c(OH—)与c(CH3COO—)大小关系是________。
A．c(OH—)大于c(CH3COO—) B．c(OH—)小于c(CH3COO—)
C．c(OH—)等于c(CH3COO—) D．上述三种情况都可以
⑷在D点时，溶液中c(CH3COO—)＋c(CH3COOH)________2c(Na+)(填“>”“<”或“＝”)。
Ⅱ．t℃时，某稀硫酸溶液中c(H+) ＝ 10—a mol·L—1，c(OH－) ＝ 10—b mol·L—1，已知a＋b＝13:
⑸该温度下水的离子积常数Kw的数值为________。
⑹该温度下(t℃)，将100mL 0.1mol·L—1的稀H2SO4与100mL 0.4mol·L—1的NaOH溶液混合(溶液体积变化忽略不计)，溶液的pH＝________。
正确答案
（1）否。 AB
（2）C
（3）D
（4）=
（5）1×10-13
（6）12
试题分析：（1）NaOH与CH3COOH恰好完全反应生成CH3COONa和水，即二者恰好完全反应时溶液呈碱性，恰好完全反应的点在AB区间内。（2）本实验是向25mL 0.1mol·L—1NaOH溶液中逐滴滴加0.2mol·L－1CH3COOH溶液，所以应选择酸式滴定管甲，锥形瓶中的溶液是碱，滴定管中的溶液是酸，指示剂用石蕊。故选C。（3）一开始反应时c(OH—)大于c(CH3COO—)，随着CH3COOH的滴加，c(CH3COO—)在增大，所以上述三种情况均有可能。（4）在D点时消耗的CH3COOH溶液的体积为25mL,根据物料守恒可得：c(CH3COO—)＋c(CH3COOH)= 2c(Na+)。（5）Kw= c(H+)×c(OH－)= 10—a×10—b =1×10-13。（6）100mL 0.1mol·L—1的稀H2SO4与100mL 0.4mol·L—1的NaOH溶液混合溶液显碱性，c(OH—)=" (0.2" mol·L—1×0.1L)÷0.2L=0.1 mol·L—1,所以c(H+)=1×10-13÷0.1=1×10-12,PH=12
点评：本题以滴定实验为背景，结合滴定曲线进行分析，后面的小题又对离子浓度大小进行比较，最后涉及了离子积常数的计算以及Ph值的计算，计算难度不大，此类题目综合性较大，还是以大题小做的方式，逐一击破。
（1）三种弱酸HA、H2B、HC，电离常数为1.8×10－5、5.6×10－11、4.9×10－10、4.3×10－7(数据顺序已打乱)，已知三种酸和它们的盐之间能发生以下反应：
①HA+HB－(少量)＝A－+H2B ②H2B(少量)+C－＝HB－+HC
③HA(少量)+C－＝A－+HC
若H2B的Ka1＝4.3×10－7，则另二种酸对应的电离常数分别为(根据已知数据填
空)：HA的Ka＝ ，HC的Ka＝ 。
（2）25 ℃时0.1 mol·L-1的H2R水溶液中，用氢氧化钠来调节溶液pH，得到含有H2R、
HR－、R2－三种微粒的溶液。当c(Na+)=c(R2－)+c(HR－)+c(H2R)时溶液的溶质
为 (填化学式)。
（3）下图是某水溶液在pH从0至14的范围内H2CO3、HCO3－、CO32－三种成分平衡时的组成分数。
①下列叙述正确的是 。
A．此图是1.0 mol·L－1碳酸钠溶液滴定1.0 mol·L－1 HCl溶液的滴定曲线
B．在pH分别为6.37及10.25时，溶液中c(H2CO3)=c(HCO3－)=c(CO32－)
C．人体血液的pH约为7.4，则CO2在血液中多以HCO3－形式存在
D．若用CO2和NaOH反应制取NaHCO3，宜控制溶液的pH为7～9之间
②已知Ksp(CaCO3)=5.0×10－9，在10 mL 0.02 mol·L－1的Na2CO3溶液中，加入某浓度的盐酸，调节溶液的pH=10.25，此时溶液的体积恰好为100 mL，向该溶液中加入1 mL 1×10－4 mol·L－1的CaCl2溶液，问是否有沉淀生成？ (填“是”或“否”)。
正确答案
（1）HA的Ka＝1.8×10－5（1分）、 HC的Ka＝4.9×10－10（1分）
（2）NaHR（2分）
（3） ① C、D（2分） ② 否（2分）
试题分析：（1）由①得出酸性HA强于H2B；由②得H2B强于HC；由③得HA强于HC；HA最强平衡常数最大；（2）该关系式为NaHR的物料守恒；（3）①A、图开始为H2CO3，无碳酸根离子，错误；B、在pH分别为6.37 时c(H2CO3)=c(HCO3－)， pH为10.25时，溶液中c(HCO3－)=c(CO32－)，错误；C、正确；D、图像中显示pH为7～9之间溶液主要以HCO3－为主，正确；②此时溶液中c(CO32－)=0.02×0.01÷0.1×0.5=0.001mol/L，c(Ca2+)=1×10－4÷100=10－6 mol/L，Q=10－6×0.001=10－9＜5.0×10－9，故没有沉淀生成。
（12分）（1）已知在25℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为：
醋酸 Ki = 1.75×10－5
碳酸 Ki 1= 4.30×10－7 Ki 2 = 5.61×10－11
亚硫酸 Ki 1= 1.54×10－2 Ki 2 = 1.02×10－7
写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式：Ki = _ __
在相同条件下，试比较H2CO3、HCO3－和HSO3－的酸性最强的是
③ 若保持温度不变，在醋酸溶液中加入少量盐酸，下列量会变小的是 （填序号）
A. c(CH3COO－) B. c(H+) C. w醋酸电离平衡常数 D. 醋酸的电离度
Ksp＝cm(An＋)×cn(Bm－)，称为难溶电解质的离子积。在25℃时，AgCl的白色悬浊液中，依次加入等浓度的KI溶液和Na2S溶液，观察到的现象是先出现黄色沉淀，最后生成黑色沉淀。
下列叙述不正确的是
A．溶度积小的沉淀可以转化为溶度积更小的沉淀
B．若先加入Na2S溶液，再加入KCl溶液，则无白色沉淀产生
C．25℃时，饱和AgCl、AgI、Ag2S溶液中所含Ag＋的浓度相同
D．25℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中的溶度积相同
（3）常温下，取pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图所示。则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是 （填“A”或“B”）。
设盐酸中加入的Zn质量为m1， 醋酸溶液中加入的Zn质量为m2。则m1 m2（选填“＜”、“=”、“＞”）
正确答案
（1）①
（3）B，<
试题分析：（1）①写出碳酸第一步电离的电离方程式，根据电离平衡常数的表达式得Ki；②电离平衡常数越大，酸性越强，碳酸的酸性看第一步电离的平衡常数，HSO3－的酸性看亚硫酸的第二步电离的平衡常数Ki2；③加入盐酸，氢离子浓度增大，醋酸的电离平衡向左移动，电离程度减小，醋酸根离子的浓度减小，氢离子的浓度增大，电离平衡常数只与温度有关，故电离平衡常数不变，故选AD；（2）A、难溶的可以转化成更难溶的，故A正确；B、先生成了硫化银沉淀，因氯化银的溶解能力大，故不能转化成氯化银沉淀，故B正确；因三者的Ksp不相同，即溶解能力不相同，故三者的饱和溶液中的银离子的浓度不相同，故C错误；D、溶度积只与温度有关，与在哪种溶液中无关，故在两种溶液中的溶度积相同，故D正确；故选C；（3）开始时两溶液中的氢离子浓度相等，醋酸溶液中还存在醋酸的电离平衡，随着反应的进行，氢离子的消耗，醋酸的电离平衡向右移动，使氢离子的浓度增大，故醋酸溶液中的氢离子浓度减小的慢，故B曲线是醋酸；在pH相等，即开始氢离子浓度相等的条件下，醋酸的物质的量浓度大，故在体积相等的条件下，醋酸消耗的锌多。
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