Question

12．化學學科中的平衡理論主要包括：化學平衡、電離平衡、水解平衡和溶解平衡四種，且均符合勒夏特列原理．請回答下列問題：
（1）常溫下，某純堿（Na₂CO₃）溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色，則該溶液呈堿性，原因是CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；（用離子方程式表示）
（2）在常溫下將pH=2的鹽酸10mL加水稀釋到1L，則稀釋后的溶液的pH值等于4；
（3）已知在H₂S溶液中存在下列平衡：H₂S═HS^-+H⁺
①向H₂S溶液中加入NaOH固體時，（不考慮溫度變化）電離平衡向右移動，（填“左”或“右”）c（H⁺）減�。�（填“增大”、“減小”或“不變”）
②向H₂S溶液中加入NaHS固體時，電離平衡向左移動，（填“左”或“右”）c（S^2-）增大．（填“增大”、“減小”或“不變”）
（4）常溫下，取pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應過程中兩溶液的pH變化如圖所示．則圖中表示醋酸溶液中pH變化曲線的是B（填“A”或“B”）；設鹽酸中加入的Zn質量為m₁，醋酸溶液中加入的Zn質量為m₂．則m₁＜ m₂．（選填“＜”、“=”、“＞”）
（5）難溶電解質在水溶液中存在溶解平衡．某MgSO₄溶液里c（Mg²⁺）=0.002mol•L^-1，如果生成Mg（OH）₂沉淀，應調整溶液pH，使之大于10；（該溫度下Mg（OH）₂的K_sp=2×10^-11）

Answer 1

分析 （1）碳酸鈉為強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解導致溶液呈堿性；
（2）pH=2的鹽酸，稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?；
（3）①向H₂S溶液中加入NaOH固體時，氫離子的濃度減小，電離平衡向右移動；
②向H₂S溶液中加入NaHS固體時，硫氫根離子濃度變大，H₂S═HS^-+H⁺電離平衡向左移動，硫氫根離子的電離，c（S^2-）增大；
（4）醋酸為弱酸，等pH時，醋酸濃度較大，與鋅反應時，醋酸進一步電離出氫離子，則醋酸的pH變化較小，醋酸中存在電離平衡，氫離子和鋅反應時促進醋酸電離，補充反應的氫離子，pH變化等量時，消耗的鋅較多，以此解答；
（5）根據(jù)c（OH^-）=$\sqrt{\frac{Ksp}{c（M{g}^{2+}）}}$計算氫氧根離子濃度，從而確定溶液的pH，

解答 解：（1）碳酸鈉為強堿弱酸鹽，鈉離子不水解、碳酸根離子水解導致溶液呈堿性，水解離子方程式為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-，
故答案為：堿性；CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-； 
（2）pH=2的鹽酸，稀釋100倍后溶液的pH變?yōu)?，故答案為：4；   
（3）①向H₂S溶液中加入NaOH固體時，氫離子的濃度減小，電離平衡向右移動，故答案為：右；減��；
②向H₂S溶液中加入NaHS固體時，硫氫根離子濃度變大，H₂S═HS^-+H⁺電離平衡向左移動，硫氫根離子的電離，c（S^2-）增大，故答案為：左；增大；
（4）由于醋酸是弱電解質，與Zn反應同時，電離出H⁺，所以pH變化較緩慢，所以B曲線是醋酸溶液的pH變化曲線．由圖知鹽酸和醋酸的pH變化都是由2到4，鹽酸中氫離子濃度逐漸減小，但醋酸中存在電離平衡，氫離子和鋅反應時促進醋酸電離，補充反應的氫離子，所以醋酸是邊反應邊電離H⁺，故消耗的Zn多，所以m₁＜m₂．
故答案為：B；＜；
（5）0.002mol•L^-1MgSO₄溶液中c（Mg²⁺）=0.002mol/L，沉淀平衡時c（OH^-）=$\sqrt{\frac{Ksp}{c（M{g}^{2+}）}}$=$\sqrt{\frac{2×1{0}^{-11}}{0.002}}$mol/L=10^-4 mol/L，則c（H⁺）=10^-10 mol/L，所以溶液的pH=-lgc（H⁺）=10，故應調整溶液pH大于10，故答案為：10．

點評 本題考查了弱電解質的電離、鹽的水解、弱電解的稀釋的理解應用、溶度積有關計算、鹽類水解等知識點，是高考的熱點，應熟練掌握，難度中等．