Question

【題目】Ⅰ.沉淀的生成、溶解和轉化在無機物制備和提純以及科研等領域有廣泛應用。

（1）已知25℃時，Ksp(BaSO4)＝1×10－10，將BaSO4的懸濁液過濾，濾液中c(Ba2＋)＝_______mol·L－1。取100 mL濾液與100 mL 2 mol·L－1的Na2SO4溶液混合，混合液中c(Ba2＋)＝___________ mol·L－1。

（2）長期使用的鍋爐需要定期除水垢，否則會降低燃料的利用率。水垢中含有的CaSO4，可先用Na2CO3溶液處理，使之轉化為疏松、易溶于酸的CaCO3，而后用酸除去。

①CaSO4轉化為CaCO3的離子方程式為：_____________________________________________________

②請分析CaSO4轉化為CaCO3的原理：______________________________________________________

Ⅱ.在25 ℃時，HSCN、HClO、H2CO3的電離常數如下表：

HClO	HSCN	H2CO3
K＝3.2×10－8	K＝0.13	K1＝4.2×10－7 K2＝5.6×10－11

（1）1 mol·L－1的KSCN溶液中，所有離子的濃度由大到小的順序為_________________________________

（2）向Na2CO3溶液中加入過量HClO溶液，反應的化學方程式為_______________________________

（3）25 ℃時，為證明HClO為弱酸，某學習小組的同學設計了以下三種實驗方案。下列三種方案中，你認為能夠達到實驗目的的是______________________(填下列各項中序號)。

a．用pH計測量0.1mol·L－1NaClO溶液的pH，若測得pH>7，可證明HClO為弱酸

b．用pH試紙測量0.01 mol·L－1 HClO溶液的pH，若測得pH>2，可證明HClO為弱酸

c．用儀器測量濃度均為0.1 mol·L－1的HClO溶液和鹽酸的導電性，若測得HClO溶液的導電性弱于鹽酸，可證明HClO為弱酸

Answer 1

【答案】 1×10－5 1×10－10 CaSO4(s)＋CO32－ (aq)===CaCO3(s)＋SO42－(aq) CaSO4存在沉淀溶解平衡，加入Na2CO3溶液后，CO32－與Ca2＋結合生成CaCO3沉淀，Ca2＋濃度減少，使CaSO4的沉淀溶解平衡向溶解的方向移動 c(K＋)>c(SCN－)>c(OH－)>c(H＋) Na2CO3＋HClO===NaHCO3＋NaClO a、c

【解析】Ⅰ、 （1）根據硫酸鋇的溶度積常數可知硫酸鋇懸濁液中存在c（Ba2+）×c（SO42-）=1×10-10，c（Ba2+）=1×10-5mol/L；取100mL濾液與100mL2mol/LNa2SO4的溶液混合，反應后c（SO42-）=1mol/L，則由c（Ba2+）×c（SO42-）=1×10-10，可知c（Ba2+）=1×10-10mol/L；（2）①CaSO4轉化為CaCO3的離子方程式為CaSO4（s）+CO32-（aq）=CaCO3（s）+SO42-（aq）；②由平衡CaSO4（s）Ca2+（aq）+SO42-（aq）可知，加入Na2CO3溶液后，CO32-與Ca2+結合生成CaCO3沉淀Ca2+濃度減少，使CaSO4的沉淀溶解平衡向溶解方向移動，發生：CaSO4（s）+CO32-（aq）=CaCO3（s）+SO42-（aq）；

Ⅱ、（1）KSCN溶液中SCN-水解顯堿性，溶液中離子濃度大小為c(K＋)>c(SCN－)>c(OH－)>c(H＋)；（2）分析電離平衡常數可知酸性：HSCN＞H2CO3＞HClO；碳酸鈉和次氯酸反應生成碳酸氫鈉和次氯酸鈉，反應的化學方程式為：Na2CO3＋HClO=NaHCO3＋NaClO；（3）

a．用pH計測量0.1molL-1 NaClO溶液的pH，若測得pH＞7，說明次氯酸根離子水解，可證明HClO為弱酸，a正確；b．用pH試紙測量0.01molL-1 HClO溶液的pH，由于次氯酸具有漂白性，pH試紙不能測定溶液pH，不能證明HClO為弱酸，b錯誤；c、用儀器測量濃度均為0.1molL-1的HClO溶液和鹽酸的導電性，若測得HClO溶液的導電性弱于鹽酸，說明次氯酸溶液中離子濃度小于鹽酸，存在電離平衡，可證明HClO為弱酸，c正確；答案選ac。