Question

【題目】I．某溫度下，Kw = 10－12。

（1）若保持溫度不變，向少量水中加入_________g的NaOH固體，并加水至1 L，才能使溶液中水電離產(chǎn)生的H+、OH－的濃度乘積即：c(H+)·c(OH－) = 10－22

（2）若保持溫度不變，某溶液中c(H+)為1×10－7 mol/L，則該溶液顯________性（選填“酸”、“堿”或“中”）。

II．（3）實驗室中常用NaOH進行洗氣和提純，當(dāng)600 mL 1 mol/L NaOH溶液吸收標(biāo)準(zhǔn)狀況下8.96 L CO2氣體時所得溶液中各離子濃度由大到小的順序是 。

（4）已知常溫下Kw[Fe(OH)3] = 4.0×10－38，在FeCl3溶液中加入NaHCO3溶液，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為_____________。若所得懸濁液的pH調(diào)整為4，則溶液中Fe3+的濃度為__________mol/L。

（5）試?yán)�用平衡移動原理解釋下列事實：FeS不溶于水，但能溶于稀鹽酸中_________________。

Answer 1

【答案】I．（1）4（2）堿

II．（3）c(Na+)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(OH－)>c(H+)

（4）Fe3++3HCO3－=Fe(OH)3↓+3CO2↑ 4.0×10－8

（5）FeS(s)Fe2+(aq)+S2－(aq)，加入稀鹽酸后，S2－+2H+=H2S↑，破壞了FeS的溶解平衡，使上述平衡向FeS溶解的方向移動，故FeS溶解。

【解析】

試題分析：（1）由水的電離方程式可知，水電離出的c(H+)等于水電離出的c(OH－)； 由電離產(chǎn)生的H+、OH－的濃度乘積 = c(H+)·c(OH－) = 10－22可知，水電離出的c(H+) = 水電離出的c(OH－) = 1×10－11 mol/L；由于NaOH是強電解質(zhì)，H2O是極弱電解質(zhì)，因此NaOH電離出的c(OH－) = c(NaOH) >>水電離出的c(OH－)，則溶液中的c(OH－) 近似等于 c(NaOH)，而溶液中的c(H+) = 水電離出的c(H+)，由Kw = 10－12 = c(H+)·c(OH－)，c(OH－) = 1×10－1 mol/L，則c(NaOH) = 1×10－1 mol/L = 0.1 mol/L；由、稀溶液的體積約等于水的體積、可知， c(NaOH) = 0.1 mol/L = ，則m = 4 g；（2）若保持溫度不變，某溶液中c(H+)為1×10－7 mol/L，由Kw = 10－12 = c(H+)·c(OH－)可知，c(OH－) = 1×10－5 mol/L，1×10－5 > 1×10－7，即溶液中的c(H+)小于c(OH－)，因此該溶液顯堿性；（3）先由cV、可知，NaOH、CO2的n分別為0.6 mol、0.4mol；設(shè)NaOH的系數(shù)為6，由氫、原子個數(shù)守恒配平可得：6 NaOH + 4 CO2 = 2 Na2CO3 + 2 NaHCO3 + 2 H2O，說明所得溶液中Na2CO3、 NaHCO3的濃度相等（均約為0.33mol/L），兩溶質(zhì)都是強電解質(zhì)、強堿弱酸鹽，因此c(Na+)最大；由于酸性：H2CO3 > HCO3－，因此二者對應(yīng)鹽（NaHCO3、Na2CO3）的水解程度：HCO3－ < CO32－，因此達(dá)到平衡時溶液剩余的 c(HCO3－) > c(CO32－)；由于水解程度較弱，因此水解生成的c(OH－) < c(CO32－)；強堿弱酸鹽水解會消耗水電離出的氫離子，其溶液呈弱堿性，因此平衡時溶液中c(H+)最小；（4）FeCl3是強酸弱堿鹽，NaHCO3是強堿弱酸鹽，二者能發(fā)生雙水解反應(yīng)，生成氫氧化鐵沉淀和二氧化碳?xì)怏w，由設(shè)1法配平可得：Fe3+ + 3 HCO3－ = Fe(OH)3↓ + 3 CO2↑；若所得懸濁液的pH調(diào)整為4，則該溶液中的c(H+) = 1×10－4 mol/L；由常溫下Kw = 10－14 = c(H+)·c(OH－)，c(OH－) = 1×10－10 mol/L；由Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH－可知，Kw[Fe(OH)3] = 4.0×10－38 = c(Fe3+) c3(OH－)，則c(Fe3+) = mol/L = 4.0×10－8 mol/L；（5）FeS(s)Fe2+(aq) + S2－(aq)，加入稀鹽酸后，S2－ + 2 H+ = H2S↑，破壞了FeS的溶解平衡，使上述平衡向FeS溶解的方向移動，故FeS難溶于水，但易溶于鹽酸。