Question

（1）某二元酸(化学式用H₂B表示)在水中的电离方程式是H₂B=H⁺+HB^-；HB^-H⁺+B^2-。Na₂B溶液显________(填“酸性”“中性”或“碱性”)；已知0.1mol/L NaHB溶液的pH=2，则0.1mol/L H₂B溶液中氢离子的物质的量浓度可能是____________0.11mol/L(填“＜”、“＞”、“=”)理由是：___________；

（2）某温度时，水的离子积为Kw=1×10^-12，将pH=11的苛性钠溶液V₁L与pH=1的稀硫酸V₂L混合设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和)，所得混合溶液的pH=2，则V₁：V₂=____________；

（3）25℃时，将amol/L的氨水与0.01mol/L的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH₄⁺)=c(Cl^-)，则反应后溶液中溶质为_________________；用含a的代数式表示NH₃·H₂O的电离平衡常数K_b=________________。

（4）已知CH₃COOH酸性强于HCN，一定温度下，等体积、等物质的量浓度为CH₃COONa和NaCN两溶液中阴离子的总物质的量分别为n₁和n₂，则n₁和n₂的关系为n₁___________n₂(填“＞”、“＜”或“=”)。

Answer

（1）碱性 < 0.1 mol·L－1NaHB 溶液的pH＝2，说明其中c(H＋)＝0.01 mol·L－1，主要是HB－电离产生的，在H2B溶液中，第一步电离产生的H＋抑制了第二步的电离，所以0.1mol·L－1 H2B 溶液中c(H＋)<0.11 mol·L－1（2）9:11（3）NH4Cl 和NH3·H2O，Kb＝（4）>

【解析】

试题分析：（1）因为B2-能够水解，所以Na2B溶液显碱性，若0.1mol•L-1NaHB溶液的pH=2，说明溶液中C(H+)=0.01mol/L，则HB-的电离度是10%，H2B第一步完全电离，第二步部分电离，由于H2B第一步电离产生的H+抑制了HB-的电离，故H2B(0.1 mol/L)的c(H+)小于0.11 mol/L；（2）将pH=11的苛性钠中氢氧根离子浓度为：c(OH-)= mol/L=0.1mol/L，

pH=1的稀硫酸中氢离子浓度为0.1mol/L，含有的氢离子浓度为0.2mol/L，

pH=2的溶液中氢离子浓度为0.01mol/L，

则混合液中满足：0.1mol/L×V2-0.1mol/L×V1=0.01mol/L×(V1+V2)，

整理可得：V1：V2=9：11。

（3）由溶液的电荷守恒可得：c(H+)+c(NH4+)=c(Cl-)+c(OH-)，已知c(NH4+)=c(Cl-)，则有c(H+)=c(OH-)，所以溶液显中性，此时溶液里的溶质为NH4Cl和NH3·H2O；电离常数只与温度有关，则此时NH3•H2O的电离常数Kb===mol•L-1；（4）等体积、等物质的量浓度的CH3COONa和NaCN，NaCN水解程度比大CH3COONa，两种溶液中c(Na+)相等，由于CH3COONa溶液中H+浓度大于NaCN溶液中H+的浓度，则CH3COONa溶液中阴离子浓度较大。

考点：考查弱电解质的电离、酸碱混合的定性判断及溶液pH的计算。