高中化学 加练 第十二章　微题型104　盐类的水解平衡

微题型104盐类的水解平衡(1~4题，每小题4分，共16分)1.室温下H2C2O4的电离常数为Ka1=5.6×10-2，Ka2=1.5×10-4，下列说法不正确的是()A.将H2C2O4溶液微热，溶液pH减小B.0.1mol·L-1的NaHC2O4溶液pH<7C.向Na2C2O4溶液中滴加盐酸至pH=7(保持室温)，c(Na+)=2c(C2O42-)+c(HC2D.向H2C2O4溶液中加入少量NaOH固体，c(H答案C解析弱电解质的电离吸热，加热促进草酸电离，H+浓度增大，溶液pH减小，故A正确；NaHC2O4的电离常数为Ka2=1.5×10-4，水解常数为Kh=KwKa1=10-145.6×10-2≈1.8×10-13≪Ka2，电离大于水解，溶液显酸性，pH<7，故B正确；pH=7时c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒，Na2C2O4溶液中有c(Na+)=2c(C2O42-)+c(HC2O4-)+c(Cl-)，故C错误；加入NaOH使c2.室温下，通过下列实验探究NaClO的性质。实验1：测定0.1mol·L-1NaClO溶液的pH实验2：向0.1mol·L-1NaClO溶液中通入少量CO2实验3：向0.1mol·L-1NaClO溶液中加入稀硫酸至pH=7(忽略HClO的分解)实验4：向0.1mol·L-1NaClO溶液中通入少量SO2，再加入BaCl2溶液，产生白色沉淀。已知：Ka(HClO)=4.0×10-8，Ka1(H2CO3)=4.5×10-7，Ka2(H2CO3)=4.7×10-11。下列说法正确的是()A.实验1所测NaClO溶液的pH>13B.实验2发生反应的离子方程式为CO2+H2O+2ClO-=CO3C.实验3所得的溶液中：c(HClO)=2c(SO4D.实验4所得的溶液中：c(Ba2+)·c(SO32-)=Ksp(BaSO答案C解析NaClO是强碱弱酸盐，ClO-发生水解：ClO-+H2OHClO+OH-，由于水解程度较小，c(OH-)=c(HClO)，Kh=c(HClO)·c(OH-)c(ClO-)=c2(OH-)c(ClO-)≈c2(OH-)0.1=10-144.0×10-8，得c(OH-)=14×10-7mol·L-1，c(H+)=Kwc(OH-)=10-1414×10-7mol·L-1=2×10-10.5mol·L-1，即pH=-lg(2×10-10.5)≈10.2，故A错误；电离常数越大，酸性越强，则酸性：H2CO3>HClO>HCO3-，根据强酸制取弱酸的原理，反应的离子方程式为CO2+H2O+ClO-=HCO3-+HClO，故B错误；向0.1mol·L-1NaClO溶液中加入稀硫酸至pH=7，溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(ClO-)+c(OH-)+2c(SO42-)，因为c(H+)=c(OH-)，所以c(Na+)=c(ClO-)+2c(SO42-)，又溶液中存在元素守恒：c(Na+)=c(ClO-)+c(HClO)，结合上述两个等式可得：c(HClO)=2c(SO42-)，故3.已知：25℃时有关弱酸的电离平衡常数如表所示。则下列有关说法错误的是()弱酸氢氟酸(HF)碳酸(H2CO3)草酸(H2C2O4)电离平衡常数6.6×10-4Ka1=4.3×10-7Ka2=5.6×10-11Ka1=5.2×10-2Ka2=5.4×10-5A.0.1mol·L-1NaHC2O4溶液的pH<7B.物质的量浓度相同时，溶液的pH由小到大的顺序为NaHC2O4、NaF、Na2CO3C.用NaOH溶液滴定一定量的H2C2O4溶液至呈中性时，溶液中c(HC2O4-)>c(C2D.pH=9的Na2CO3溶液中c(HCO3-)>c答案C解析HC2O4-的水解平衡常数为Kh(HC2O4-)=KwKa1=1×10-145.2×10-2≈1.92×10-13<Ka2，其电离程度大于水解程度，则NaHC2O4溶液的pH<7，故A项正确；物质的量浓度相同时，NaHC2O4溶液呈酸性，pH小于7，NaF、Na2CO3溶液呈碱性，CO32-水解程度比F-大，则碳酸钠溶液碱性更强，则溶液的pH由小到大的顺序为NaHC2O4、NaF、Na2CO3，故B项正确；由H2C2O4的Ka2可知，当溶液呈中性时，c(H+)=10-7mol·L-1，c(C2O42-)c(HC2O4-)=5.4×102，c(HC2O4-)<c(C2O42-)，故C项错误；由H2CO34.室温下，H2SeO3的Ka1=2.7×10-3，Ka2=2.5×10-8。通过下列实验探究NaHSeO3溶液的性质。实验1：用pH试纸测定0.1mol·L-1NaHSeO3溶液的pH，测得pH约为4.5；实验2：向5mL0.1mol·L-1NaHSeO3溶液中滴加0.1mol·L-1NaOH溶液至溶液pH为8；实验3：将浓度均为0.02mol·L-1的NaHSeO3和Ba(OH)2溶液等体积混合，生成沉淀BaSeO3；实验4：向足量0.1mol·L-1NaHSeO3溶液中通入少量SO2，生成沉淀Se。下列有关说法正确的是()A.0.1mol·L-1NaHSeO3溶液中存在：c(OH-)+c(H2SeO3)=c(H+)+c(SeOB.实验2所得溶液中：c(SeO32-)<cC.依据实验3的现象，可以推断出Ksp(BaSeO3)<1.0×10-4D.实验4中发生反应的离子方程式为HSeO3-+2SO2+H2O=Se↓+2答案C解析0.1mol·L-1NaHSeO3溶液中存在质子守恒：c(OH-)=c(H+)-c(SeO32-)+c(H2SeO3)，故A错误；c(H+)·c(SeO32-)c(HSeO3-)=Ka2=2.5×10-8，pH=8时，c(H+)=1×10-8mol·L-1，则c(SeO32-)c(HSeO3-)=2.5，c(SeO32-)>c(HSeO3-)，故B错误；忽略体积的变化，混合瞬间，OH-与HSeO3-反应生成SeO32-，由方程式可知，OH-过量，故c(SeO32-)≈c(Ba2+)=0.01mol·L5.(10分)25℃时，几种弱酸的电离常数如表所示：化学式CH3COOHH2CO3HCN电离常数1.8×10Ka1=4.3×10Ka2=5.6×104.9×10请回答下列问题：(1)物质的量浓度为0.1mol·L-1的下列四种物质：a.Na2CO3b.NaCNc.CH3COONad.NaHCO3，pH由大到小的顺序是(填字母)。

(2)25℃时，在0.5mol·L-1醋酸溶液中由醋酸电离出的c(H+)约是由水电离出的c(H+)的倍。

(3)写出向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式：。

(4)25℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH=6，则溶液中c(CH3COO-)-c(Na+)=(填准确数值)。

(5)25℃时，将amol·L-1醋酸与bmol·L-1氢氧化钠溶液等体积混合，反应后溶液恰好显中性，用a、b表示醋酸的电离常数为。

答案(1)a>b>d>c(2)9×108(3)CN-+CO2+H2O=HCO3-+HCN(4)9.9×10-7mol·L-1解析(1)酸越弱，对应酸根离子的水解程度越大，所以pH由大到小的顺序是a>b>d>c。(2)Ka(CH3COOH)=c(H+)·c(CH3COO-)c(CH3COOH)≈c2(H+)c(CH3COOH)=1.8×10-5，c(CH3COOH)≈0.5mol·L-1，解得c(H+)≈3×10-3mol·L-1，由水电离出的c(H+)约为10-143×10-3mol·L-1，故由醋酸电离出的c(H+)约是由水电离出的c(H+)的3×10-310-143×10-3=9×108倍。(3)酸性强弱顺序为H2CO3>HCN>HCO3-，所以向氰化钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式为CN-+CO2+H2O=HCO3-+HCN。(4)25℃时，CH3COOH与CH3COONa的混合溶液，若测得混合液pH=6，c(H+)=10-6