Question

已知常温下部分弱电解质的电离平衡常数如下表：

化学式	HF	HClO	H2CO3	NH3·H2O
电离常数	6.8×10^−4	4.7×10^−8	K1=4.3×10^−7 K2=5.6×10^−11	Kb=1.7×10^−5

(1)常温下，物质的量溶度相同的三种溶液①NaF溶液  ②NaClO溶液   ③Na₂CO₃溶液，其PH由大到小的顺序是___________(填序号)

(2)25°C时，PH=4的NH₄Cl溶液中各离子浓度的大小关系为___________________

(3)NaClO溶液中的电荷守恒关系为_________________

(4)向NaClO溶液中通入少量的CO₂，所发生的离子方程式为_________

(5)常温下，0.1mol/L的氨水和0.1mol/L的NH₄Cl溶液等体积混合，判断混合溶液的酸碱性____________(填“酸性”“碱性”“中性”)

Answer

③>②>① c(Cl-)> c(NH4+) > c(H+)> c(OH-) c(Na+) + c(H+) = c(OH-) +c(ClO-) ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3- 碱性

【解析】

由图表中数据分析可知酸性HF>H2CO3>HClO>HCO3-，对应盐的水解程度则F-< HCO3-c(OH-)，根据电荷守恒判断；

（3）NaClO溶液中含有Na+、ClO-、H+、OH-，以此列出电荷守恒关系；

（4）根据碳酸的酸性强于次氯酸，写出反应的离子方程式；

（5）通过计算并比较Kh和Kb的相对大小，判断NH4+的水解程度和NH3·H2O的电离程度的大小来确定溶液的酸碱性。

由图表中数据分析可知酸性HF>H2CO3>HClO>HCO3-，对应盐的水解程度则F-< HCO3-②>①。

故答案为：③>②>①；

（2）pH=4的NH4Cl溶液，说明水解呈酸性，溶液中c(H+)>c(OH-)，由电荷守恒c(H+)+c(NH4+) =c(Cl-)+c(OH-)可知， c(Cl-)>c(NH4+)，则有c(Cl-)> c(NH4+) > c(H+)> c(OH-)。

故答案为：c(Cl-)> c(NH4+) > c(H+)> c(OH-) ；

（3）NaClO溶液中，NaClO=Na++ClO-，H2OH++OH-，故电荷守恒关系为c(Na+) + c(H+) = c(OH-) +c(ClO-)；

故答案为：c(Na+) + c(H+) = c(OH-) +c(ClO-)；

（4）因为酸性：H2CO3>HClO>HCO3-，碳酸的酸性强于次氯酸，所以反应的离子方程式为：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-。

故答案为：ClO-+CO2+H2O=HClO+HCO3-；

（5）常温下，0.1mol/L的氨水和0.1mol/L的NH4Cl溶液等体积混合，通过计算得到溶液酸碱性：由NH3·H2O的电离常数Kb=1.7×10−5，可得NH4+的水解常数Kh===5.9×10-10，因为Kh