已知25℃时，几种酸的电离平衡常数如下表所示。
(1)25℃时，pH=3 的盐酸V1mL与pH= 12 的氢氧化钠溶液V2mL混合后恰好成中性，则V1:V2=____:___。
(2)25℃时，0.1mol·L-1 HF 溶液的 c(H+)约为______mol·L-1 。将pH均3 的①、②、③溶液分别加水稀释至原来的10 倍，溶液的pH 大小关系：_____ (填序号)。
(3)在T℃时调节2.0×10-3mol·L-1 的氢氟酸水溶液的pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F-)、c(HF)与溶液pH 的关系如图所示。则HF 电离平衡常数为Ka(HF)=_________。
(4)向H2SeO4 溶液中滴加少量氨水，反应的离子方程式为___________________________。若将一定浓度的KHCO3 和KHSeO4两溶液混合，反应的离子方程式为_________________________。
【答案】10 1 8.0×10—3 ③＞①＞② 1.0×10—3 NH3·H2O+H+=NH4+ +H2O HCO3—+ HSeO4—=SeO42—+H2O+CO2↑
【解析】(1)25℃时，V1mLpH=3的盐酸与V2mLpH=12的氢氧化钠溶液混合后恰好成中性，说明二者恰好完全反应，则0.001mol/L×V1×10-3L=0.01mol/L×V2×10-3L，解得：V1：V2=10:1，故答案为：10；1；
(2)根据题意知，HF的电离平衡常数为6.4×10-4，则6.4×10-4==，解得c(H+)=8.0×10—3 mol/L；根据电离常数可知，酸性H2SeO4＞HF＞1.8×10-5，则将pH均3的①、②、③溶液分别加水稀释至原来的10倍，酸性越强，pH变化越大，溶液的pH大小关系为③＞①＞②，故答案为：8.0×10—3；③＞①＞②；
(3)由图象可知，当pH=3时，c(F-)=c(HF)，则Ka(HF)== c(H+)=1.0×10—3，故答案为：1.0×10-3；
(4) H2SeO4溶液中滴加少量氨水反应生成酸式盐，由于H2SeO4的一级电离完全电离，反应的离子方程式为NH3·H2O+H+=NH4+ +H2O。由于H2SeO4的二级电离部分电离，将一定浓度的KHCO3和KHSeO4两溶液混合反应生成二氧化碳，反应的离子方程式为HCO3—+ HSeO4—=SeO42—+H2O+CO2↑，故答案为：NH3·H2O+H+=NH4+ +H2O；HCO3—+ HSeO4—=SeO42—+H2O+CO2↑。