Question

中學化學實驗中，淡黃色的pH試紙常用于測定溶液的酸堿性．在25℃時，若溶液的pH=7，試紙不變色；若pH＜7，試紙變紅色；若pH＞7，試紙變藍色．而要精確測定溶液的pH，需用pH計．pH計主要通過測定溶液中H⁺濃度來測定溶液的pH．
（1）已知水中存在如下平衡：H₂O+H₂O?H₃O⁺+OH^-△H＞0
現(xiàn)欲使平衡向右移動，且所得溶液呈酸性，選擇的方法是

 

（填字母）．
A．向水中加入NaHSO₄            
B．向水中加入FeCl₃
C．加熱水至100℃[其中c（H⁺）=1×10^-6 mol?L^-1]
D．在水中加入CaO固體
（2）現(xiàn)欲測定100℃沸水的pH及酸堿性，若用pH試紙測定，則試紙顯

 

色，溶液呈

 

（填“酸”、“堿”或“中”）性；若用pH計測定，則溶液呈

 

（填“酸”、“堿”或“中”）性．
（3）0.1mol?L^-1HA酸pH=2，將其加入碳酸氫鈉溶液中產生大量的二氧化碳氣體，請寫出HA與碳酸氫鈉反應的離子方程式

 

．

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,pH的簡單計算,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）使水的電離平衡向右移動的方法有：升高溫度、加入含有弱根離子的鹽等，如果溶液呈酸性，說明加入的物質和氫氧根離子反應，導致溶液中氫氧根離子濃度小于氫離子濃度而使溶液呈酸性；
（2）100℃沸水顯示中性，根據(jù)中性環(huán)境下pH試紙的顏色來確定即可；在25℃時，水的pH=7，溫度升高，則pH增大，水在任何溫度下均為中性；
（3）0.1mol?L^-1HA酸pH=2，則HA不完全電離，與碳酸氫鈉反應生成二氧化碳與NaA．

解答： 解：（1）A．在水中加入NaHSO₄，溶解后電離出氫離子，抑制水電離，平衡向左移動，且溶液中C（H⁺）＞C（OH^-），溶液呈酸性，故A錯誤；
B．向水中加入FeCl₃，F(xiàn)eCl₃是強酸弱堿鹽能水解，鐵離子和氫氧根離子結合生成氫氧化鐵，從而促進水電離，導致溶液中C（OH^-）＜C（H⁺），溶液呈酸性，故B正確；
C．水的電離是吸熱反應，加熱至100℃，促進水電離，溶液C（OH^-）=C（H⁺），溶液呈中性，故錯誤；
D．在水中加入CaO固體，CaO與水反應生成氫氧化鈣，溶液為強堿性，氫氧根離子抑制水電離，平衡逆向移動，故D錯誤；
故答案為：B；
（2）100℃沸水仍然是中性的，pH試紙測定溶液的酸堿性時，中性溶液不變色，所以是淡黃色的，溫度升高會促進水的電離，所以水的pH會減小，水在任何溫度下均為中性的，若用pH計測定，則溶液呈中性；
故答案為：淡黃；中；中；
（3）0.1mol?L^-1HA酸pH=2，則HA不完全電離，與碳酸氫鈉反應生成二氧化碳與NaA，其離子方程式為：HCO₃^-+HA=H₂O+CO₂+A^-；
故答案為：HCO₃^-+HA=H₂O+CO₂+A^-．

點評：本題考查了水的電離平衡和溶液酸堿性的關系，題目難度不大，注意從題干中提取pH試紙的使用的有效信息．