Question

17．某溫度（t℃）下的溶液中，c（H⁺）=10^-xmol•L^-1，c（OH^-）=10^-ymol•L^-1，x與y的關(guān)系如圖所示．請回答下列問題：
（1）此溫度時，水的離子積K_W為10^-13，則該溫度t℃＞（填“＞”“＜”或“=”）25℃．
（2）若將此溫度（t℃）下，pH=11的氫氧化鈉溶液a L與pH=1的稀硫酸b L混合（假設(shè)混合后溶液體積的微小變化忽略不計），若所得混合液pH=2，則a：b=9：2．
（3）已知水存在如下平衡：H₂O+H₂O?H${\;}_{3}^{+}$O+OH^-△H＞0，現(xiàn)欲使平衡向右移動，且所得溶液顯堿性，選擇方法是D．
A．向水中加入NaHSO₄固體B．向水中加入NaOH固體
C．加熱至100℃D．向水中加入Na
（4）若等pH、等體積的NaOH溶液和氨水分別加水稀釋m倍、n倍，稀釋后pH相等，則 m＜（填“＞”“＜”或“=”）n．
（5）下列事實一定能說明HNO₂是弱電解質(zhì)的是C
A．用HNO₂做導(dǎo)電性實驗，燈泡很暗    B．HNO₂和NaCl不能反應(yīng)
C．0.1mol•L^-1 HNO₂溶液的pH=2.1     D．HNO₂溶液稀釋pH增大．

Answer 1

分析 （1）由圖象可知，x=0時，y=13，y=0時，x=13，則有x+y=13，根據(jù)K_W=c（H⁺）×c（OH^-）計算；
（2）若將此溫度（t℃）下，pH=11的苛性鈉溶液a L與pH=1的稀硫酸b L混合，此時NaOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.01mol/L，稀硫酸溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，
根據(jù)反應(yīng)后溶液的酸堿性判斷反應(yīng)的程度，以此計算；
（3）H₂O+H₂O?H₃O⁺+OH^-△H＞0，現(xiàn)欲使平衡向右移動，且所得溶液顯堿性，說明加入的物質(zhì)是強堿弱酸鹽或消耗氫離子的物質(zhì)；
（4）pH相等的NaOH和氨水溶液，氨水濃度大于NaOH溶液，加水稀釋促進一水合氨電離，NaOH在溶液中完全電離，據(jù)此分析；
（5）利用酸不能完全電離或鹽類水解的規(guī)律來分析HNO₂是弱電解質(zhì)．

解答 解：（1）由圖象可知，x=0時，y=13，y=0時，x=13，則有x+y=13，則K_W=c（H⁺）×c（OH^-）=（10^-xmol•L^-1）×（10^-y mol•L^-1）=10^-13 mol²•L^-2＞10^-14 mol²•L^-2，
則溫度高于常溫，
故答案為：10^-13；＞；
（2）若將此溫度（t℃）下，pH=11的苛性鈉溶液a L與pH=1的稀硫酸b L混合，此時NaOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.01mol/L，
稀硫酸溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，則
所得混合液的pH=2，則有$\frac{0.1b-0.01a}{a+b}$=0.01，a：b=9：2；
故答案為：9：2；
（3）酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離，H₂O+H₂O?H₃O⁺+OH^-△H＞0，現(xiàn)欲使平衡向右移動，且所得溶液顯堿性，說明加入的物質(zhì)是強堿弱酸鹽或消耗氫離子的物質(zhì)，Na與水中的氫離子反應(yīng)生成氫氧化鈉，使水的電離平衡向右移動，且所得溶液顯堿性；
故答案為：D；
（4）加水稀釋促進一水合氨電離，將等體積、等pH的氫氧化鈉溶液和氨水分別稀釋相同倍數(shù)，氨水中氫氧根離子濃度大于NaOH，氨水pH大于NaOH溶液，若使稀釋后pH相等，氨水稀釋倍數(shù)應(yīng)大于氫氧化鈉，即m＜n，
故答案為：＜；
（5）A．用HNO₂溶液做導(dǎo)電性實驗燈泡很暗，溶液的導(dǎo)電性與離子的濃度有關(guān)，弱電解質(zhì)的濃度大時導(dǎo)電實驗中燈泡也很亮，沒有對比實驗，無法說明HNO₂是弱電解質(zhì)，故A錯誤；
B．HNO₂和NaCl不能發(fā)生反應(yīng)，只能說明不符合復(fù)分解反應(yīng)的條件，但不能說明是弱酸，故B錯誤；
C．0.1mol•L^-1HNO₂溶液的pH=2.1，說明亞硝酸部分電離，說明HNO₂是弱電解質(zhì)，故C正確；
D．HNO₂溶液稀釋pH增大，是因為稀釋溶液的體積增大，氫離子濃度減小，不能說明存在電離平衡，即不能說明是弱酸，故D錯誤；
故答案為：C．

點評 本題考查酸堿混合的定性判斷、水的離子積、弱電解質(zhì)的電離平衡等，題目難度中等，注意水的離子積常數(shù)的計算，把握相關(guān)計算公式的運用．