Question

【題目】常溫下向20.00 mL 0.10 mol/L Na2CO3溶液中逐滴加入0.10 mol/L鹽酸40.00 mL,所得溶液的pH與加入鹽酸體積的關系如表所示:

溶液的pH	加入鹽酸的總體積
12	V(HCl)=0
8	V(HCl)=20.00 mL
5	V(HCl)=40.00 mL

回答下列問題:

(1)20.00 mL 0.10 mol/L Na2CO3溶液中所有陽離子和陰離子的濃度有何關系?______ (用等式表示)。

(2)當V(HCl)=20.00 mL時,溶液呈堿性的原因是________(用離子方程式和必要的文字說明)此時溶液中c(H2CO3)____(填“>”、“<”或“=”)c(CO32—)。

(3)V(HCl)=40.00 mL時,得到H2CO3飽和溶液,且c(H2CO3)=4.0×10-5mol/L。若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離,則H2CO3HCO3—+H+的電離常數(shù)K1=_____。此時保持其他條件不變,繼續(xù)加入0.1 mol/L鹽酸10.00 mL,K1將_____(填“變大”、“變小”或“不變”)。

(4)若向20 mL 0.10 mol/L Na2CO3溶液中加入BaCl2粉末3.94×10-7 g時開始產(chǎn)生沉淀BaCO3,則Ksp(Ba2CO3)=　。

Answer 1

【答案】c(Na+)+c(H+)=2c(CO32—)+c(HCO3—)+c(OH-)Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3，HCO3—+H2OH2CO3+OH-,HCO3—H++CO32—,HCCO3—的水解程度大于電離程度2.5×10-6不變9.5×10-9

【解析】

(1)根據(jù)電荷守恒解答；(2)當V(HCl)＝20.00 mL恰好反應生成NaHCO3和NaCl等濃度的混合溶液, 因為溶液中的HCO3-水解程度大于其電離程度，所以溶液呈堿性；(3) V(HCl)＝40.00 mL時,得到H2CO3飽和溶液,且c(H2CO3)＝4.0×10－5mol/L,此時溶液PH=5,則溶液中c(H+)=10-5mol/L,若忽略水的電離及H2CO3的第二級電離,則溶液中c(HCO3-)和c(H+)近似相等,再根據(jù)電離常數(shù)計算；電離平衡常數(shù)只受溫度影響,溫度不變,電離平衡常數(shù)不變；(4)計算開始沉淀時C(Ba2+),再根據(jù)計算。

(1)在Na2CO3溶液中，存在平衡：CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，H2OH＋＋OH－，根據(jù)電荷守恒可得：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)。答案：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)。

(2)當加入鹽酸20.00 mL時，發(fā)生反應：Na2CO3＋HCl===NaCl＋NaHCO3，HCO＋H2OH2CO3＋OH－，HCOH＋＋CO，因HCO的水解程度大于電離程度，c(H2CO3)>c(CO)，使溶液呈堿性。

(3)H2CO3H＋＋HCO，K1＝＝＝＝2.5×10－6，電離常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，K1不變。

(4)Ksp(BaCO3)＝c(CO)·c(Ba2＋)＝0.10×≈9.5×10－9。