Question

【題目】（1）某溫度下，純水中的c(H+)=2.0×10-7mol·L-1，則此時(shí)溶液的c(OH-)=________ mol·L-1；若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H+)=5.0×10-6 mol·L-1，則c(OH-)=_________ mol·L-1。

（2）在2mL 0.1mol·L-1的NaCl溶液中，加入2mL 0.1mol·L-1的AgNO3溶液，可觀察到白色沉淀生成。將此混合液過(guò)濾，向?yàn)V渣中加入2mL 0.1mol·L-1的KI溶液，攪拌，可觀察到_______________， 反應(yīng)的離子方程式為______________________。

（3）下列說(shuō)法不正確的是_____________。

A．用稀鹽酸洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl小

B．所有物質(zhì)的溶解都是吸熱的

C．沉淀反應(yīng)中常加過(guò)量的沉淀劑，其目的是使沉淀完全

D．除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀Mg2+比用效果好，說(shuō)明 Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大

（4）25 ℃，兩種常見(jiàn)酸的電離常數(shù)如下表所示。

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10-2	6.3×10-8
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11

① 的電離常數(shù)表達(dá)式 K =_____________。

②H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應(yīng)的主要離子方程式為______________。

Answer 1

【答案】2.0×10-7 8×10-9 白色沉淀變?yōu)辄S色沉淀 AgCl(s)+I-(aq)= AgI(s)+Cl-(aq) BD

【解析】

(1)純水存在電離平衡，電離出的氫離子和氫氧根離子濃度相同，根據(jù)水的離子積常數(shù)并結(jié)合c(H+)=5.0×10-6 mol·L-1，計(jì)算溶液中c(OH-)；

(2)AgCl中加入2mL0.1mol/L的KI溶液發(fā)生沉淀的轉(zhuǎn)化，生成AgI；

(3)A．依據(jù)氯化銀沉淀溶解平衡分析，銀離子濃度增大，平衡向沉淀方向進(jìn)行；

B．物質(zhì)的溶解度大部分隨溫度的升高而增加，大部分物質(zhì)的溶解是吸熱的；

C．為使離子完全沉淀，加入過(guò)量的沉淀劑，能使離子沉淀完全；

D．Mg(OH)2比MgCO3更難溶于水；

(4)①HSO3-的電離方程式為：HSO3-H++SO32-，平衡常數(shù)為生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積比值；

②由表可知H2SO3的二級(jí)電離小于H2CO3的一級(jí)電離，則酸性強(qiáng)弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，依據(jù)強(qiáng)酸制備弱酸解答。

(1)某溫度下，純水中的c(H+)=2.0×10-7molL-1，H2OOH-+H+，則c(OH-)=c(H+)=2.0×10-7molL-1，此溫度下Kw=c(OH-)×c(H+)=4.0×10-14(molL-1)2，滴入稀鹽酸使c(H+)=5.0×10-6mol/L，則溶液中c(OH-)===8.0×10-9molL-1；

(2)AgCl中加入2mL0.1mol/L的KI溶液發(fā)生沉淀的轉(zhuǎn)化，生成AgI，觀察到白色沉淀轉(zhuǎn)化為黃色沉淀，離子反應(yīng)為AgCl(s)+I-(aq)=AgI(s)+Cl-(aq)；

(3)A．氯化銀沉淀溶解平衡中存在溶度積常數(shù)，Ksp=[Ag+][Cl-]，銀離子濃度增大，平衡向沉淀方向進(jìn)行；用稀鹽酸洗滌AgCl沉淀比用水洗滌損耗AgCl小，故A正確；

B．大部分物質(zhì)的溶解是吸熱的，有些物質(zhì)溶解時(shí)放熱的，如濃硫酸溶解于水放熱，故B錯(cuò)誤；

C．為使離子完全沉淀，加入過(guò)量的沉淀劑，能使離子沉淀完全；故C正確；

D．Mg(OH)2的溶解度比MgCO3小，故D錯(cuò)誤；

故答案為BD；

(4)①HSO3-的電離方程式為：HSO3-H++SO32-平衡常數(shù)表達(dá)式為K=；

②由表可知H2SO3的二級(jí)電離小于H2CO3的一級(jí)電離，所以酸性強(qiáng)弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，所以反應(yīng)的主要離子方程式為H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O。