Question

6．（1）①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(xiàng)）
A．pH=4的醋酸      B．pH=10的NaOH溶液      C．pH=9的Na₂CO₃溶液
D．pH=2的硫酸      E．pH=4的NH₄Cl溶液
（2）在t℃時(shí)，某NaOH稀溶液中，c（H⁺）=10^-amol/L，c（OH^-）=10^-bmol/L，已知a+b=12，則
①該溫度下水的離子積常數(shù)Kw=1×10^-12．
②在該溫度下，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(shí)溶液體積變化忽略不計(jì)）
（3）常溫下，a mL 0.1mol/L鹽酸與b mL 0.1mol/L氨水混合，充分反應(yīng)．
①寫出反應(yīng)的離子方程式：H⁺+NH₃•H₂O=NH₄⁺+H₂O
②若混合后溶液呈中性，則a＜b（填“＜”、“=”或“＞”）．
（4）常溫下，a mL pH=3的鹽酸與b mL pH=11的氨水混合，充分反應(yīng)．
①兩溶液中由水電離出的H⁺濃度之比為1：1
②若a=b，則反應(yīng)后溶液中離子濃度從大到小的順序是c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．

Answer 1

分析 （1）常溫下，某溶液中由水電離出的c （OH^-）=1.0×10^-10mol/L，說明水的電離受抑制，為酸或堿溶液，而氫離子與氫氧根離子濃度之積為1×10^-14，據(jù)此進(jìn)行判斷；
（2）①Kw=c（H⁺）•c（OH^-）及a+b=12進(jìn)行計(jì)算
②根據(jù)混合溶液的酸堿性計(jì)算氫離子濃度，從而計(jì)算溶液的pH；
（3）①一水合氨與氫離子反應(yīng)生成銨根離子和水，據(jù)此寫出反應(yīng)的離子方程式；
②當(dāng)a=b時(shí)生成氯化銨，溶液為酸性，若為中性，則b應(yīng)該稍大些；
（4）常溫下，a mL pH=3的鹽酸與b mL pH=11的氨水混合，充分反應(yīng)
①常溫下，a mL pH=3的鹽酸與b mL pH=11的氨水溶液，兩溶液中由水電離出的H⁺濃度均為10^-11mol/L；
②若a=b，兩者恰好完全反應(yīng)生成氯化銨和氨水，以氨氣的電離為主，溶液呈堿性；

解答 解：（1）常溫下，某溶液中由水電離出的c （OH^-）=1.0×10^-10mol/L，說明水的電離受抑制，為酸或堿溶液，而氫離子與氫氧根離子濃度之積為1×10^-14，而pH=2的硫酸溶液中氫離子與氫氧根離子濃度之積為1×10^-12，故AB正確，
故答案為：AB；
（2）①Kw=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=1×10^-12，
故答案為：1×10^-12；
②酸中氫離子的物質(zhì)的量：0.1mol/L×2×0.1L=0.02mol，堿中氫氧根離子的物質(zhì)的量為：0.4mol/L×0.1L=0.04mol/L，混合溶液中氫氧根離子濃度為：$\frac{0.04mol-0.02mol}{0.2L}$=0.1mol/L，溶液中氫離子濃度為10^-11mol/L，則溶液的pH=11，
故答案為：11；
3）①常溫下，a mL 0.1mol/L鹽酸與b mL 0.1mol/L氨水混合，充分反應(yīng)生成氯化銨和水，反應(yīng)的離子方程式為：H⁺+NH₃•H₂O=NH₄⁺+H₂O，
故答案為：H⁺+NH₃•H₂O=NH₄⁺+H₂O；
②當(dāng)a=b時(shí)，恰好反應(yīng)生成氯化銨，銨根離子水解溶液呈酸性，若為中性，則氨水體積應(yīng)該稍大些，則a小于b，
故答案為：＜；
（4）①常溫下，a mL pH=3的鹽酸與b mL pH=11的氨水溶液，兩溶液中由水電離出的H⁺濃度均為10^-11mol/L，則由水電離出的H⁺濃度之比為1：1，故答案為：1：1；
②若a=b，兩者恰好完全反應(yīng)生成氯化銨和氨水，以氨氣的電離為主，溶液呈堿性，離子濃度關(guān)系為：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案為：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了酸堿混合的定性判斷甲基溶液pH的計(jì)算、離子濃度定性比較、水的電離及其影響等知識(shí)，題目難度中等，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系及計(jì)算方法，明確判斷離子濃度定性常用方法．