常温下，浓度均为0.1mol·L－1的6种溶液pH如下：溶质Na2CO3NaHCO3Na2SiO3Na2SO3...

问题详情：

常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的6种溶液pH如下：

溶质	Na2CO3	NaHCO3	Na2SiO3	Na2SO3	NaHSO3	NaClO
pH	11.6	9.7	12.3	10.0	4.0	10.3

请根据上表数据回答：

(1)常温下，相同物质的量浓度的下列稀溶液，其**由强到弱的顺序是__________(用A、B、C表示)。

A．H2SiO3 B．H2SO3 C．H2CO3

(2)在上述NaHCO3溶液中加0.1 mol·L－1CaCl2，不能产生CaCO3沉淀的原因：________________________________________________________________________。

(3)6种溶液中，水的电离程度最小的是________(填化学式)。

(4)若增大*水中次**的浓度，可向*水中加入上表中的物质是________(填化学式)。

(5)等浓度的H2SO3和NaHSO3混合液，加入少量的强*或强碱溶液，pH值都没有明显变化，请解释之。(用离子方程式表示)_________________________________________________。

【回答】

*　(1)B>C>A

(2)HCO的电离程度较小，c(CO)很小，Qc<Ksp(CaCO3)不能产生沉淀

(3)NaHSO3

(4)NaHCO3或NaClO

(5)加碱时发生反应：H2SO3＋OH－===HSO＋H2O；

加*时发生反应：HSO＋H＋===H2SO3

解析　(1)都选取正盐或*式盐溶液，利用越弱越水解即可判断。(2)判断能否产生沉淀，最终要归结为Qc与Ksp的大小比较上。(3)只有NaHSO3溶液呈**是抑制水的电离，其余均为促进水的电离。(4)因为Cl2＋H2OHCl＋HClO，要使HClO的浓度增大，只能消耗HCl，但不能消耗HClO，使平衡向正反应方向移动，注意Na2SO3具有还原*，能与HClO发生氧化还原反应，NaClO一方面能消耗盐*，同时还生成HClO。(5)当加碱时，H2SO3与OH－反应，使c(OH－)增大不明显；当加*时，HSO与H＋反应，消耗H＋，使c(H＋)增大不明显。