Question

10．工農業(yè)生產和科學實驗中常常涉及溶液的酸堿性，人們的生活健康也與溶液的酸堿性有關，因此，測試和控制溶液的pH具有重要意義．
（1）常溫下，下列事實一定能證明HA是弱電解質的是③④⑤⑥．
①常溫下HA溶液的pH小于7
②用HA溶液做導電實驗，燈泡很暗
③常溫下NaA溶液的pH大于7
④0.1mol/L HA溶液的pH=2.1
⑤將等體積的pH=2的HCl與HA分別與足量的Zn反應，放出的H₂體積HA多．
⑥pH=1的HA溶液稀釋至100倍，pH約為2.8
（2）常溫下，①將 pH=3的HA溶液與將 pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液可能
呈ac（選填字母：a酸性、b堿性、c中性 ）．②將等物質的量濃度的HA溶液與NaOH溶液等體積混合后，溶液可能呈bc（選填字母：a酸性、b堿性、c中性 ）．用離子方程式解釋混合液②呈酸性或堿性的原因A^-+H₂O?HA+OH^-．
（3）①甲、乙兩燒杯均盛有5mL pH=3的某一元酸溶液，向乙燒杯中加水稀釋至pH=4．關于甲、乙燒杯中溶液的描述正確的是AC
A．溶液的體積10V_甲≥V_乙
B．水電離出的OH^-濃度：10c（OH^-）_甲=c（OH^-）_乙
C．若分別與5mL pH=11的NaOH溶液反應，所得溶液的pH：甲≤乙
D．若分別用等濃度的NaOH溶液完全中和，所得溶液的pH：甲≤乙
（4）若HA為弱酸，一定濃度的HA和NaA的混合溶液可作為控制體系pH的緩沖溶液，向緩沖溶液中加入少量的酸或堿，溶液pH 的變化很小，下列體系可作為緩沖溶液的有AC．
A．氨水和氯化銨混合溶液                  B．硝酸和硝酸鈉溶液
C．鹽酸和氯化鈉混合溶液                  D．醋酸和醋酸鈉溶液
（5）某二元酸（化學式用H₂B表示 ）在水中的電離方程式是：H₂B=H⁺+HB^-；HB^-?H⁺+B^2-．在0.1mol•L^-1的Na₂B溶液中，c（B^2- ）+c（HB^-）=0.1mol•L^-1．
（6）在25℃下，將a mol•L^-1的氨水與0.01mol•L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），用含a的代數式表示NH₃•H₂O的電離常數K_b=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$．

Answer 1

分析 （1）部分電離、溶液中存在電離平衡的電解質為弱電解質，利用酸不能完全電離或鹽類水解的規(guī)律來分析HNO₂是弱電解質；
（2）酸堿中和后酸剩余會使溶液顯示酸性，堿剩余會使溶液顯示堿性，若是強酸強堿鹽中和，氫離子和氫氧根離子物質的量相等，溶液顯示中性；
（3）弱酸為弱電解質，存在電離平衡，加水稀釋時，促進弱酸的電離；水是弱電解質，存在電離平衡，酸電離產生的氫離子抑制水的電離平衡；
（4）含有弱酸HA和其鈉鹽NaA的混合溶液，向其中加入少量酸或堿時，溶液的酸堿性變化不大，是由于加入酸時生成弱電解質，加入堿時生成正鹽，溶液中氫離子或氫氧根離子濃度變化不大而起到緩沖作用；
（5）根據二元酸的電離方程式知，B^2-只發(fā)生第一步水解，結合物料守恒分析解答；
（6）在25℃下，平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根據物料守恒得c（NH₃．H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根據電荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液呈中性，NH₃•H₂O的電離常數K_b=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$．

解答 解：（1）①常溫下HA溶液的pH小于7，只能證明其為酸，不能證明其為弱酸，故錯誤；
②溶液的導電性與離子濃度成正比，用HNA溶液做導電實驗，燈泡很暗，只能說明溶液中離子濃度很小，不能說明亞硝酸的電離程度，所以不能證明亞硝酸為弱電解質，故錯誤；
③常溫下NaA溶液的pH大于7，說明NaA為強堿弱酸鹽，所以能說明HA酸為弱酸，故正確；
④0.1mol/L HA溶液的pH=2.1，說明酸不完全電離，溶液中存在電離平衡，所以能說明酸為弱酸，故正確；
⑤將等體積的pH=2的HCl與HA分別與足量的Zn反應，放出的H₂體積HA多．說明HA的濃度大于鹽酸的，所以HA是弱酸，故正確；．
⑥pH=1的HA溶液稀釋至100倍，pH約為2.8說明酸中存在電離平衡，則酸為弱電解質，故正確；
（2）①將 pH=3的HA溶液與將 pH=11的NaOH溶液等體積混合，假設酸是弱酸，此時酸剩余，溶液顯示酸性，假設酸是強酸，此時溶液顯示中性，故答案為：ac；
②）將等物質的量濃度的HA溶液與NaOH溶液等體積混合后，假設酸是弱酸，此時恰好反應，得到強堿弱酸鹽，弱酸的陰離子水解顯示堿性，即A^-+H₂O?HA+OH^-，溶液顯示堿性，假設酸是強酸，此時溶液顯示中性，
故答案為：bc；A^-+H₂O?HA+OH^-；
（3）A．若酸強酸，則依據溶液吸稀釋過程中氫離子物質的量不變5ml×10^-3=V×10^-4，解得V=5Oml，則10V_甲=V_乙，若酸為弱酸，加水稀釋時，促進弱酸的電離，電離產生的氫離子增多，要使pH仍然為4，加入的水應該多一些，所以10V_甲＜V_乙，故A正確；
B．pH=3的酸中，氫氧根離子全部有水電離產生，C（OH-）_甲=$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=10^-11mol/L，pH=4的酸中，氫氧根離子全部有水電離產生，C（OH-）_乙=$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=10^-10mol/L，則10c（OH^-）_甲=c（OH^-）_乙，故B錯誤；
C．若酸是強酸，分別與5mL pH=11的NaOH溶液反應，恰好發(fā)生酸堿中和，生成強酸強堿鹽，pH值相等，若為弱酸，則反應后酸有剩余，甲中剩余酸濃度大，酸性強，pH小，所得溶液的pH：甲≤乙，故C正確；
D．稀釋前后甲乙兩個燒杯中所含的一元酸的物質的量相等，依據酸堿中和反應可知，消耗氫氧化鈉的物質的量相等，生成的酸鹽的濃度甲大于乙，若酸為強酸則二者pH相等，若酸為弱酸，則甲的pH大于乙，故D錯誤；
故選：AC．
（4）含有氨水和氯化銨的混合溶液，向其中加入少量酸或堿時，溶液的酸堿性變化不大，是由于加入堿時生成弱電解質，加入酸時生成正鹽，是由于加入酸時發(fā)生：NH₃•H₂O+H⁺?NH₄⁺+H₂O，加入堿時發(fā)生：NH₄⁺+OH^-?NH₃•H₂O，溶液中氫離子或氫氧根離子濃度變化不大而起到緩沖作用，與此類似的還有醋酸和醋酸鈉溶液，故答案為：AC；
（5）在Na₂B中存在水解平衡：B^2-+H₂O=HB^-+OH^-，HB^-不會進一步水解，所以溶液中沒有H₂B分子，根據物料守恒得c（B^2-）+c（HB^-）=0.1mol•L^-1，
故答案為：c（HB^-）；
（6）在25℃下，平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根據物料守恒得c（NH₃．H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根據電荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液呈中性，NH₃•H₂O的電離常數K_b=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-7}×5×1{0}^{-3}}{0.5a-5×1{0}^{-3}}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$，
故答案為：$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$．

點評 本題考查了弱電解質的電離、離子濃度大小的比較，明確弱電解質電離特點結合物料守恒、電荷守恒和質子守恒來分析解答，同時注意緩沖溶液的原理．