Question

現有常溫下的0.1 mol/l純堿溶液。
（1）該溶液呈堿性是因為存在水解平衡，相關離子方程式是：________________。為證明存在上述平衡，進行如下實驗：在0.1 mol·l^－1純堿溶液中滴加酚酞，溶液顯紅色，再往溶液中滴加     （填化學式）溶液，紅色逐漸退為無色，說明上述觀點成立。
（2）同學甲查閱資料得知0.1 mol/LNa₂CO₃中，發生水解的CO₃^2—不超過其總量的10%。請設計實驗加以證明（寫出實驗方案及預期觀察到的現象）。答：                                     。
（3）同學乙就該溶液中粒子濃度關系寫出五個關系式，其中不正確的是         。

A．c(Na＋)＞2c(CO32—)

B．c(CO32—)＞c(OH－)＞c(HCO3—)＞c(H2CO3)

C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3—)＋2c(H2CO3)

D．c(CO32—)＋c(HCO3—)="0.1" mol·L－1

E．c(H^＋)+ c(Na^＋)＝ c(OH^－)＋c(HCO₃^—)＋c(CO₃^2—)
（4）室溫下pH均為a的Na₂CO₃和NaOH溶液中，水電離產生的c(OH^—)之比=       。

Answer 1

（1）CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^-    BaCl₂或CaCl₂
（2）測0.1 mol·L^-1Na₂CO₃溶液pH，pH≤12    （3）D、E  （4）10^(2a-14)

解析試題分析：(1) 純堿碳酸鈉是強堿弱酸鹽。在溶液中存在的水解平衡主要是CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^-，還有HCO₃^- + H₂OH₂CO₃^-+ OH^-。由于消耗了水電離產生的H⁺，所以最終使溶液中的c(OH^-)＞c(H⁺)。因此溶液顯堿性。再往溶液中滴加與CO₃^2-形成沉淀的物質如BaCl₂或CaCl₂，此時會放出沉淀反應，消耗了CO₃^2-，c(CO₃^2-)減小，盡管水解程度增大，但是單位體積中的OH^-的物質的量減少，所以溶液的堿性減弱，紅色逐漸退為無色。(2)在Na₂CO₃溶液中主要存在水解平衡CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^-。c(CO₃^2-)(始)=" 0.1" mol/L，若其水解程度等于10%，根據水解方程式可知：c(OH^-)=0.01mol/L．c(H^＋)=10^-12mol/L.pH=12.水解程度越大，水解產生的c(OH^-)就越高，溶液的pH就越大。若水解程度小于10%，則c(H^＋)＞10^-12mol/L.pH<12．因此，測0.1 mol·L^-1Na₂CO₃溶液pH，若pH≤12就證明0.1 mol/LNa₂CO₃中，發生水解的CO₃^2—不超過其總量的10%。（3）A根據物料守恒可得c(Na^＋)=2c(CO₃^2—)+2 c(HCO₃^—)+2c(H₂CO₃).所以c(Na^＋)＞2c(CO₃^2—) 。正確。B．在Na₂CO₃中存在水解平衡：CO₃^2- + H₂OHCO₃^- + OH^-， HCO₃^- + H₂OH₂CO₃^-+ OH^-。主要是第一步水解，所以c(HCO₃^—)＞ c(H₂CO₃)；但是鹽水解的程度是很微弱的，鹽的電離作用大于水解作用，所以c(CO₃^2—)＞ ＞c(HCO₃^—)。由于兩步水解都產生OH^－，HCO₃^—第一步水解產生，而在第二步水解中由消耗。所以c(OH^－)＞c(HCO₃^—)。因此在溶液中離子間的關系為： c(CO₃^2—)＞c(OH^－)＞c(HCO₃^—)＞c(H₂CO₃)。正確。C．溶液顯堿性。根據質子守恒可得：c(OH^－)＝c(H^＋)＋c(HCO₃^—)＋2c(H₂CO₃)。正確。D．根據物料守恒可得c(CO₃^2—)＋c(HCO₃^—)+ c(H₂CO₃)="0.1" mol/L^.錯誤。E．根據電荷守恒可得c(H^＋)+ c(Na^＋)＝ c(OH^－)＋c(HCO₃^—)＋2c(CO₃^2—).錯誤。（4）室溫下pH均為a的Na₂CO₃溶液，c(H^＋)=10^-a, c(OH^－)(水)=10^-14÷10^-a =10^a-14mol/L.對于pH=a的NaOH溶液c(H^＋)(水)= c(OH^－)(水)=10^-amol/L.所以水電離產生的c(OH^—)之比=10^a-14：10^-a=10^(2a-14)。
考點：考查鹽的水解平衡、鹽水解程度的測定、離子濃度的大小比較、相同pH的堿與鹽的水的電離的知識。