Question

Na₂SO₃是常见的一种盐，工业上可作防腐剂、去氯剂和还原剂。

(1)Na₂SO₃固体隔绝空气加强热，反应后的固体中含有S^2-。反应的化学方程式为________________；若有0.5molNa₂SO₃参加反应，则电子转移个数为_____________________。

(2)将0.1mol/L Na₂SO₃溶液先升温再降温，测定温度变化过程中的pH，数据如下：

时刻	①	②	③	④
温度/℃	25	30	40	25
pH	9.66	9.52	9.37	9.25

①时刻Na₂SO₃溶液中水的电离程度_______同温下纯水中水的电离程度(填)“>”、“<”或“=”)；应用平衡原理解释该原因_________________________________。④的pH略小于①，是由于______________________。设计一个简单实验来证明_____________________。

(3)将Na₂SO₃溶液中所有离子浓度由大到小排列_________________________________。

Answer

4Na2SO3Na2S+3Na2SO4 0.75NA > 水存在电离平衡：H2OH++OH-，SO32-与H+结合生成HSO3-、H2SO3，降低了H+浓度，使水的电离平衡向右移动。 Na2SO3部分被氧化成硫酸钠2Na2SO3+O2=2Na2SO4 取④的溶液少许于试管中，先滴入足量稀盐酸，再滴入BaCl2溶液，若有白色沉淀生成，则证明有Na2SO3被氧化成Na2SO4 c(Na+)>c(SO32-)>c(OH-)>c(HSO3-)>c(H+)

【解析】

(1)Na2SO3固体隔绝空气加强热，硫元素发生歧化反应，据此写出方程式，并根据反应6e-~4Na2SO3关系，计算0.5molNa2SO3参加反应，电子转移个数；

(2)能水解的盐促进水的电离；亚硫酸钠具有还原性，能够被氧气氧化为硫酸钠，硫酸钠不水解，显中性，据此进行分析；根据硫酸根离子的检验方法判断亚硫酸钠中是否含有硫酸钠；

(3) Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO32-+H2O HSO3- +OH- ，HSO3- + H2O H2SO3 +OH- ，据此分析离子浓度大小顺序。

(1)Na2SO3固体隔绝空气加强热，反应后的固体中含有S2-，说明部分硫元素发生还原反应生成S2-，还有部分硫元素发生氧化反应生成SO42-，因此反应的化学方程式为4Na2SO3Na2S+3Na2SO4；该反应转移电子为6e-；根据6e-~4Na2SO3关系可知，若有0.5molNa2SO3参加反应，则电子转移个数为0.75 NA；

综上所述，本题答案是：4Na2SO3Na2S+3Na2SO4 ； 0.75NA。

(2) 水存在电离平衡：H2OH++OH-，SO32-与H+结合生成HSO3-、H2SO3，降低了H+浓度，使水的电离平衡向右移动。促进了水的电离，所以Na2SO3溶液中水的电离程度大于同温下纯水中水的电离程度；亚硫酸钠的还原性比较强，随着温度的变化，或有Na2SO3部分被氧化成硫酸钠2Na2SO3+O2=2Na2SO4，所以④的pH略小于①；要证明此实验事实的存在，就是要证明溶液中是否含有硫酸离子，可以用过量的盐酸和氯化钡溶液进行检验，具体操作如下：取④的溶液少许于试管中，先滴入足量稀盐酸，再滴入BaCl2溶液，若有白色沉淀生成，则证明有Na2SO3被氧化成Na2SO4 ；

综上所述，本题答案是：>；水存在电离平衡：H2OH++OH-，SO32-与H+结合生成HSO3-、H2SO3，降低了H+浓度，使水的电离平衡向右移动；Na2SO3部分被氧化成硫酸钠2Na2SO3+O2=2Na2SO4 ； 取④的溶液少许于试管中，先滴入足量稀盐酸，再滴入BaCl2溶液，若有白色沉淀生成，则证明有Na2SO3被氧化成Na2SO4 。

(3) Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO32-+H2O HSO3- +OH- ，HSO3- + H2O H2SO3 +OH- ，溶液显碱性，从水解的规律可知Na2SO3溶液中所有离子浓度由大到小排列：c(Na+)>c(SO32-)>c(OH-)>c(HSO3-)>c(H+)；

综上所述，本题答案是：c(Na+)>c(SO32-)>c(OH-)>c(HSO3-)>c(H+)。