Question

18．常溫下，有下列水溶液：①pH=0的鹽酸②0.5mol•L^-1的鹽酸③0.1mol•L^-1的NH₄Cl溶液（pH約為5）④0.1mol•L^-1的NaOH溶液⑤0.5mol•L^-1的NH₄Cl溶液⑥1mol•L^-1的NaCl溶液，以上溶液中，水電離的c（H⁺）由大到小的順序是⑤③⑥④②①，①中由水電離出的c（H⁺）=10^-14mol•L^-1，③中由水電離出的c（H⁺）=10^-5mol•L^-1．

Answer 1

分析 先根據(jù)影響水的電離平衡的因素分析，酸和堿抑制水的電離，能水解的鹽促進(jìn)水的電離，水溶液中一定溫度下存在氫氧根離子濃度和氫離子濃度乘積是常數(shù)，存在水的離子積，可以計(jì)算溶液中水電離出的氫離子進(jìn)行比較．

解答 解：①pH=0的鹽酸[H⁺]_酸=1mol/L，抑制水的電離，水電離出的氫離子濃度等于水電離出的氫氧根離子濃度，由水溶液中的離子積計(jì)算：[H⁺]_酸[OH^-]_水=10^-14，[OH^-]_水=[H⁺]_水=10^-14mol•L^-1；
②0.5mol•L^-1鹽酸溶液中[H⁺]_酸=0.5mol/L，抑制水的電離，所以根據(jù)水溶液中的離子積計(jì)算：[H⁺]_酸[OH^-]_水=10^-14，[OH^-]_水=[H⁺]_水=2×10^-14mol•L^-1；
③0.1mol•L^-1的NH₄Cl溶液（pH約為5），溶液中氫離子全部由水電離，則[H⁺]_水=10^-5mol•L^-1；
④0.1mol•L^-1的NaOH溶液中[OH^-]_堿=0.1mol/L，根據(jù)水溶液中的離子積計(jì)算：[H⁺]_水[OH^-]_堿=10^-14，[OH^-]_水=[H⁺]_水=10^-13mol•L^-1；
⑤0.5mol•L^-1的NH₄Cl溶液，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；溶液的pH比0.1mol•L^-1的NH₄Cl溶液的pH小，則水電離出的氫離子濃度大，即[H⁺]_水大于10^-5mol•L^-1；
⑥1mol•L^-1的NaCl溶液顯中性，[H⁺]_水=10^-7mol•L^-1；
綜上所述：溶液中水電離的c（H⁺）由大到小的順序是⑤③⑥④②①，
故答案為：⑤③⑥④②①；10^-14mol•L^-1；10^-5mol•L^-1．

點(diǎn)評 本題考查了水的電離平衡的影響因素，水溶液中離子積的應(yīng)用，主要是水解的鹽對水的電離的影響判斷，③⑤的比較是關(guān)鍵，題目難度不大，側(cè)重于考查學(xué)生的分析能力和計(jì)算能力．