Question

16．運用有關(guān)原理，解決下列問題：（均在常溫下進行）
（1）pH=1的鹽酸與pH=12的Ba（OH）₂溶液混合后，測得溶液pH=7，則鹽酸與Ba（OH）₂溶液的體積比為1；10．
（2）測得0.01mol•L^-1某一元酸（HA）pH不等于2，0.01mol•L^-1某一元堿（BOH）的pH為12，將這兩種溶液等體積混合，混合溶液中各離子物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是
c（B⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）（用“＞”表示），將混合前的兩種溶液相比較，HA中水的電離程度較大（填“HA”或“BOH”）．
（3）某NH₄Cl溶液的pH為4，則由水電離出的c（OH^-）=10^-4mol/Lmol•L^-1，用離子方程式表示該溶液pH＜7的原因NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺．
（4）將1mol NH₄Cl粉末完全溶解在50mL稀氨水中，溶液的pH恰好等于7，則稀氨水的濃度為0.1mol•L^-1（NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)K_b為2×10^-5，溶液體積的變化忽略不計）．
（5）純堿是一種重要的化工原料，為探究該溶液呈堿性是由CO₃^2-引起的，請你設(shè)計一個簡單的實驗方案向純堿溶液中滴入酚酞溶液，呈紅色，再滴入過量的氯化鈣溶液，產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去．

Answer 1

分析 （1）pH=1的鹽酸與pH=12的Ba（OH）₂溶液混合后，測得溶液pH=7，則說明n（H⁺）=n（OH^-）；
（2）測得0.01mol•L^-1某一元酸（HA）pH不等于2，則HA為弱酸；0.01mol•L^-1某一元堿（BOH）的pH為12，則BOH為強堿；將這兩種溶液等體積混合，則兩者恰好完全反應(yīng)生成強堿弱酸鹽BA，溶液顯堿性，據(jù)此分析溶液中的離子濃度大小關(guān)系；酸性或堿性越強，則對水的電離的抑制越明顯，溶液中水的電離程度越小；
（3）氯化銨為強酸弱堿鹽，水解顯酸性，溶液中的氫離子全部由水電離出，而水電離出的c（OH^-）=c（H⁺），據(jù)此分析；
（4）將1mol NH₄Cl粉末完全溶解在50mL稀氨水中，則c（NH₄Cl）=$\frac{1mol}{0.05L}$=20mol/L，設(shè)氨水的濃度為xmol/L，由于NH₄Cl的水解和NH₃•H₂O的電離相互抑制，故溶液中c（NH₄⁺）=20mol/L，c（NH₃•H₂O）=xmol/L，而溶液的pH恰好等于7，結(jié)合NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)K_b為2×10^-5計算．
（5）純堿中的CO₃^2-水解顯堿性，故滴入酚酞溶液變紅，若加入試劑將CO₃^2-沉淀，通過溶液紅色變淺即可證明溶液的堿性是CO₃^2-水解引起的；

解答 解：（1）pH=1的鹽酸與pH=12的Ba（OH）₂溶液混合后，測得溶液pH=7，則說明n（H⁺）=n（OH^-），設(shè)鹽酸的體積為xL，氫氧化鋇溶液的體積為yL，則有：
0.1mol/L×xL=0.01mol/L×yL，則解得$\frac{x}{y}$=$\frac{1}{10}$，故答案為：1：10；
（2）測得0.01mol•L^-1某一元酸（HA）pH不等于2，則HA為弱酸；0.01mol•L^-1某一元堿（BOH）的pH為12，則BOH為強堿；將這兩種溶液等體積混合，則兩者恰好完全反應(yīng)生成強堿弱酸鹽BA，溶液顯堿性，即c（H⁺）＜c（OH^-），據(jù)電荷守恒可知c（B⁺）＞c（A^-），即有離子濃度關(guān)系為：c（B⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；此分析溶液中的離子濃度大小關(guān)系；酸性或堿性越強，則對水的電離的抑制越明顯，溶液中水的電離程度越小，而HA為弱酸，溶液中的c（H⁺）＜0.01mol/L，0.01mol•L^-1某一元堿（BOH）的pH為12，溶液中的c（OH^-）=0.01mol/L，故兩溶液中的水的電離程度前者大，即HA溶液中的水的電離程度大．故答案為：c（B⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；HA；
（3）NH₄Cl溶液的pH為4，即c（H⁺）=10^-4mol/L，故c（OH^-）=10^-10mol/L，而氯化銨溶液中的氫離子全部由水電離出，即此溶液中水電離出的c（H⁺）=10^-4mol/L，而水電離出的c（OH^-）=c（H⁺），即水電離出的c（OH^-）=10^-4mol/L；氯化銨溶液顯酸性的原因是銨根離子發(fā)生水解：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺．
故答案為：10^-4mol/L；NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
（4）將1mol NH₄Cl粉末完全溶解在50mL稀氨水中，則c（NH₄Cl）=$\frac{1mol}{0.05L}$=20mol/L，設(shè)氨水的濃度為xmol/L，由于NH₄Cl的水解程度和NH₃•H₂O的電離程度本來不大，且相互抑制，故溶液中c（NH₄⁺）=20mol/L，c（NH₃•H₂O）=xmol/L，而溶液的pH恰好等于7，即c（OH^-）=10^-7mol/L，則NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)K_b=2×10^-5=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{20mol/L×1{0}^{-7}mol/L}{xmol/L}$，解得x=0.1mol/L．
故答案為：0.1；
（5）向純堿溶液中滴入酚酞溶液，呈紅色，再滴入過量的氯化鈣溶液，產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去，則說明溶液的堿性是CO₃^2-水解引起的．故答案為：向純堿溶液中滴入酚酞溶液，呈紅色，再滴入過量的氯化鈣溶液，產(chǎn)生白色沉淀，且紅色褪去；

點評 本題考查了酸堿混合后溶液pH的有關(guān)計算和離子濃度大小比較，以及混合溶液中的電離平衡常數(shù)的有關(guān)計算，綜合性較強，注意計算方法的掌握．