Question

10．（1）25℃時，0.1mol/L的HA溶液中c（H⁺）=10^-2mol/L．請回答下列問題：
①HA是弱酸（填“強酸”或“弱酸”）．
②NaA溶液顯堿性（填“酸性”、“中性”或“堿性”），理由是（用離子方程式表示）A^-+H₂O?HA+OH^-．
（2）常溫下，某溶液中由水電離出的c （OH^-）=1.0×10^-10mol/L，該溶液可以是AB．（填選項）
A．pH=4的醋酸  B．pH=10的NaOH溶液 C．pH=9的Na₂CO₃溶液  D．pH=4的NH₄Cl溶液
（3）在100℃時，將100mL 0.1mol/L的稀H₂SO₄溶液與100mL 0.4mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH=11．（混合時溶液體積變化忽略不計）
（4）常溫下，a mL 0.1mol/L鹽酸與b mL 0.1mol/L氨水混合，充分反應．若混合后溶液呈中性，則a＜b（填“＜”、“=”或“＞”）．
（5）常溫下，a mL pH=3的鹽酸與b mL pH=11的氨水混合，充分反應．若a=b，則反應后溶液中離子濃度從大到小的順序是c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
（6）氯化鋁水溶液呈酸性，原因是（用離子方程式表示）：Al³⁺+3H₂O?Al（OH）₃+3H⁺．把AlCl₃溶液蒸干，灼燒，最后得到的主要固體產(chǎn)物是Al₂O₃．（填化學式）
（7）在25℃下，向濃度均為0.1mol•L^-1的MgCl₂和CuCl₂混合溶液中逐滴加入氨水，先生成Cu（OH）₂沉淀（填化學式），生成該沉淀的離子方程式為Cu²⁺+2NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺．已知25℃時K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sp[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20．

Answer 1

分析 （1）①25℃時，0.1mol•L^-1的某酸HA中，如果該酸是強酸c（H⁺）=0.1mol•L^-1，若是弱酸，弱酸溶液中存在電離平衡，溶液中c（H⁺）＜0.1mol•L^-1；
②NaA溶液是強堿弱酸鹽，溶液中A^-離子水解顯堿性；
（2）常溫下，水的離子積為1×10^-14，c（H⁺）=10^-7mol/L，由水電離產(chǎn)生的c（H⁺）等于10^-10mol/L，純水的離子積為1×10^-20，說明該溶液中的溶質(zhì)抑制了水的電離，該溶液為酸或者堿溶液，據(jù)此進行判斷；
（3）先判斷出酸和堿混合后溶液NaOH過量，溶液顯堿性，根據(jù)c（OH^-）=$\frac{n（O{H}^{-}）-n（{H}^{+}）}{{V}_{混}}$求出氫氧根的濃度，然后根據(jù)水的離子積求出c（H⁺），即可求出溶液的pH；
（4）根據(jù)NH₄Cl溶液呈酸性可知，要使混合后呈中性，必須氫氧化鈉過量；根據(jù)電荷守恒來分析；
（5）常溫下，a mL pH=3的鹽酸與b mL pH=11的氨水混合，充分反應．若a=b，反應后一水合氨又電離出氫氧根離子，溶液呈堿性；
（6）氯化鋁水溶液呈酸性是因為鋁離子水解顯酸性；把AlCl₃溶液蒸干，灼燒，最后得到的主要固體產(chǎn)物是水解生成的氫氧化鋁分解得到的氧化鋁；
（7）難溶電解質(zhì)的溶度積越小，加入氨水時越易生成沉淀．

解答 解：（1）①25℃時，0.1mol•L^-1的某酸HA中，如果該酸是強酸c（H⁺）=0.1mol•L^-1，若是弱酸，弱酸溶液中存在電離平衡，溶液中c（H⁺）＜0.1mol•L^-1，
25℃時，0.1mol/L的HA溶液中c（H⁺）=10^-2mol/L，氫離子未全部電離出來，說明HA為弱酸，
故答案為：弱酸；
②NaA溶液是強堿弱酸鹽，溶液中A^-離子水解顯堿性，反應的離子方程式為：A^-+H₂O?HA+OH^-，
故答案為：堿性，A^-+H₂O?HA+OH^-；
（2）常溫下，水的離子積為1×10^-14，c（H⁺）=10^-7mol/L，由水電離產(chǎn)生的c（H⁺）等于10^-10mol/L，純水的離子積為1×10^-20，說明該溶液中的溶質(zhì)抑制了水的電離，該溶液為酸或者堿溶液，
A．pH=4的醋酸溶液電離出的氫離子抑制水的電離，故A正確；  
B．pH=10的NaOH溶液中電離出的氫氧根離子抑制水的電離，故B正確；
C．pH=9的Na₂CO₃溶液中碳酸根離子水解，溶液顯堿性，促進了水的電離，故C錯誤；
D．pH=4的NH₄Cl溶液中銨根離子水解，溶液顯酸性，促進了水的電離，故D錯誤；
故選AB．
（3）該溫度下，將100mL 0.1mol•L^-1的稀H₂SO₄中n（H⁺）=CV=0.2mol/L×0.1L=0.02mol，100mL 0.4mol•L^-1的NaOH溶液中n（OH^-）=CV=0.4mol/L×0.1L=0.04mol，混合后，NaOH過量，溶液顯堿性，溶液中c（OH^-）=$\frac{n（O{H}^{-}）-n（{H}^{+}）}{{V}_{混}}$=$\frac{0.04mol-0.02mol}{0.2L}$=0.1mol/L，由于水的離子積Kw=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-12，c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{0.1}$mol/L=10^-11mol/L，PH=11，
故答案為：11；
（4）根據(jù)NH₄Cl溶液呈酸性可知，要使混合后呈中性，必須氫氧化鈉過量；根據(jù)電荷守恒來分析，a＜b，
故答案為：＜；
（5）常溫下，a mL pH=3的鹽酸與b mL pH=11的氨水混合，充分反應．若a=b，反應后一水合氨又電離出氫氧根離子，溶液呈堿性，溶液中電荷守恒分析，離子濃度的關(guān)系為：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案為：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（6）氯化鋁水溶液呈酸性是因為鋁離子水解顯酸性，Al³⁺+3H₂O?Al（OH）₃+3H⁺，把AlCl₃溶液蒸干，灼燒，最后得到的主要固體產(chǎn)物是水解生成的氫氧化鋁分解得到的氧化鋁，
故答案為：Al³⁺+3H₂O?Al（OH）₃+3H⁺，Al₂O₃；
（7）難溶電解質(zhì)的溶度積越小，加入氨水時越易生成沉淀，則生成的沉淀為Cu（OH）₂，反應的離子方程式為Cu²⁺+2NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺，
故答案為：Cu（OH）₂；Cu²⁺+2NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺；

點評 本題考查了酸堿反應后溶液酸堿性分析判斷，離子濃度大小比較，鹽類水解，溶度積常數(shù)的計算分析，影響水電離的因素分析判斷，掌握基礎是關(guān)鍵，題目難度中等．