Question

15．已知常溫下0.01mol•L^-1 H₂SO₄（強(qiáng)酸）溶液中c（H⁺）=0.011mol•L^-1，回答下列問(wèn)題．
（1）NaHSO₄溶液中各微粒濃度由大到小的順序?yàn)閏（Na⁺）＞c（HSO₄^-）＞c（H⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-），Na₂SO₄溶液呈堿性性（填“酸”、“堿”或“中”），原因是SO₄^2-+H₂O?OH^-+HSO₄^-（用離子方程式表示）．
（2）常溫下，0.01mol•L^-1的NaHSO₄溶液中c（H⁺）＞0.001mol•L^-1（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）2mol•L^-1 NaHSO₄溶液與1mol•L^-1 Ba（OH）₂溶液等體積混合，反應(yīng)的離子方程式為2OH^-+2HSO₄^-+Ba²⁺=BaSO₄↓+2H₂O+SO₄^2-．若繼續(xù)滴加Ba（OH）₂溶液，反應(yīng)的離子方程式為SO₄^2-+Ba²⁺=BaSO₄↓．

Answer 1

分析 常溫下0.01mol•L^-1 H₂SO₄（強(qiáng)酸）溶液中c（H⁺）=0.011mol•L^-1，說(shuō)明硫酸的第二步電離存在電離平衡，
（1）NaHSO₄溶液中，硫酸氫根離子的電離程度大于其水解程度，溶液顯示酸性，據(jù)此判斷各離子濃度大�。涣蛩徕c溶液中，硫酸根離子部分水解生成硫酸氫根離子，溶液顯示堿性，據(jù)此寫(xiě)出其水解方程式；
（2）硫酸的第一步電離抑制了其第二步電離，導(dǎo)致硫酸中硫酸氫根離子的電離程度減小，據(jù)此判斷0.01mol/L的硫酸氫鈉溶液中氫離子濃度大�。�
（3）硫酸氫鈉與氫氧化鋇反應(yīng)生成硫酸鋇和水，其中硫酸氫鈉不能拆開(kāi)，硫酸根離子過(guò)量；繼續(xù)滴加氫氧化鋇，剩余的硫酸根離子與鋇離子反應(yīng)生成硫酸鋇沉淀．

解答 解：常溫下0.01mol•L^-1 H₂SO₄（強(qiáng)酸）溶液中c（H⁺）=0.011mol•L^-1，說(shuō)明第一步電離是完全的：H₂SO₄=H⁺+HSO₄^-，第二步電離并不完全：HSO₄^-?H⁺+SO₄^2-，
（1）NaHSO₄溶液中，硫酸氫根離子的電離程度大于其水解程度，溶液顯示酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-）、c（Na⁺）＞c（HSO₄^-），溶液中離子濃度大小為：c（Na⁺）＞c（HSO₄^-）＞c（H⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）；
Na₂SO₄溶液中硫酸根離子易水解，所以溶液中存在水解平衡：SO₄^2-+H₂O?OH^-+HSO₄^-，導(dǎo)致溶液呈弱堿性，
故答案為：c（Na⁺）＞c（HSO₄^-）＞c（H⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）；堿；SO₄^2-+H₂O?OH^-+HSO₄^-；
（2）0.01mol•L^-1 H₂SO₄（強(qiáng)酸）溶液中c（H⁺）=0.011mol•L^-1，硫酸的第一步電離的氫離子濃度為0.01mol/L，則第二步電離出的氫離子為0.001mol/L，硫酸的第一步電離出的氫離子抑制第二步電離，所以0.01mol/L的硫酸氫鈉溶液中，氫離子濃度應(yīng)該大于0.001mol/L，
故答案為：＞；
（3）2mol•L^-1 NaHSO₄溶液與1mol•L^-1 Ba（OH）₂溶液等體積混合，反應(yīng)后硫酸根離子過(guò)量，反應(yīng)的離子方程式為：2OH^-+2HSO₄^-+Ba²⁺=BaSO₄↓+2H₂O+SO₄^2-；若繼續(xù)滴加Ba（OH）₂溶液，鋇離子與硫酸根離子反應(yīng)生成硫酸鋇沉淀，離子方程式為：SO₄^2-+Ba²⁺=BaSO₄↓，
故答案為：2OH^-+2HSO₄^-+Ba²⁺=BaSO₄↓+2H₂O+SO₄^2-；SO₄^2-+Ba²⁺=BaSO₄↓．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了離子濃度大小比較、鹽的水解原理及其應(yīng)用，題目難度中等，明確硫酸的第二步部分電離為解答關(guān)鍵，注意掌握判斷離子濃度大小常用方法，試題側(cè)重考查學(xué)生的分析、理解能力．