Question

1．（1）將等質(zhì)量的Zn粉分別投入：試管A：10mL 0.1mol•L^-1 HCl和試管B：10mL 0.1mol•L^-1
醋酸中：開始時，反應(yīng)速率A＞B（填＞，=或＜，下同），若Zn過量，產(chǎn)生H₂的體積A=B．
（2）將等質(zhì)量Zn粉分別投入pH=1體積均為10mL的試管A：鹽酸和試管B：醋酸中：
開始時，反應(yīng)速率A=B（填＞，=或＜，下同），若Zn過量，產(chǎn)生H₂的體積A＞B．
（3）常溫下，將0.01mol NH₄Cl和0.002mol NaOH溶于水配成1L混合溶液，
①該溶液中存在的三個平衡體系是NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-、NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺、H₂O?H⁺+OH^-．（用離子方程式表示）
②溶液中共有7種不同的粒子．
③這些粒子中濃度為0.01mol/L的是Cl^-，濃度為0.002mol/L的是Na⁺．
④物質(zhì)的量之和為0.01mol的二種粒子是NH₄⁺和 NH₃•H₂O．
⑤NH₃•H₂O和H⁺兩種粒子數(shù)量之和比OH^-多0.008mol．
（4）物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的下列溶液：①KNO₃②Na₂CO₃③NaHCO₃④NaHSO₄⑤CH₃COOH⑥NaOH⑦Ba（OH）₂⑧NH₄Cl，pH由大到小的順序為：⑦⑥②③①⑧⑤④（填數(shù)字代號）

Answer 1

分析 （1）（2）醋酸為弱酸，不能完全電離，可根據(jù)醋酸與鹽酸物質(zhì)的量以及pH的關(guān)系判斷溶液濃度大小，以此解答該題；
（3）①0.01mol NH₄Cl和0.002mol NaOH溶于水，反應(yīng)后溶液中的溶質(zhì)是NH₄Cl、NH₃•H₂O、NaCl，根據(jù)鹽類的水解、弱電解質(zhì)的電離分析；
②根據(jù)電解質(zhì)的電離方程式計算微粒種類；
③鈉離子、氯離子在溶液中不發(fā)生變化，這些微粒中濃度為0.01mol/L的是Cl^-，濃度為0.002mol/L的是Na⁺；
④根據(jù)氮原子的物料守恒分析；
⑤根據(jù)電荷守恒和物料守恒綜合分析；
（4）先將物質(zhì)的按照堿、鹽、酸的順序分類，再根據(jù)鹽的水解和弱電解質(zhì)的電離特點比較pH，再按照溶液的pH由大到小進(jìn)行排序．

解答 解：（1）HCl和醋酸濃度相同，由于醋酸為弱酸，則鹽酸溶液中氫離子濃度大于醋酸氫離子濃度，則開始時，反應(yīng)速率A＞B，二者物質(zhì)的量相同，若Zn過量，產(chǎn)生H₂的體積相同，故答案為：＞；=；
（2）pH相同的鹽酸和醋酸，由于醋酸為弱酸，不能完全電離，則醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，開始時，反應(yīng)速率A=B，若Zn過量，產(chǎn)生H₂的體積A＜B，
故答案為：=；＞；
（3）①NH₄Cl+NaOH═NH₃•H₂O+NaCl
反應(yīng)前：0.01mol  0.002mol
反應(yīng)中：0.002mol 0.002mol  0.002mol  0.002mol
反應(yīng)后：0.008mol    0       0.002mol 0.002mol
所以溶液中的溶質(zhì)是NH₄Cl、NH₃•H₂O、NaCl；
NH₄Cl是強(qiáng)酸弱堿鹽能發(fā)生水解，所以存在水解平衡體系：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺； NH₃•H₂O和H₂O都是弱電解質(zhì)，部分電離，所以存在電離平衡：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-、H₂O?H⁺+OH^-，
故答案為：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-；NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；H₂O?H⁺+OH^-；
②溶液中的電解質(zhì)電離：
NaCl═Na⁺+Cl^-；
NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-；
H₂O?H⁺+OH^-；
所以溶液中存在的微粒有：Na⁺、Cl^-、NH₃•H₂O、NH₄⁺、OH^-、H₂O、H⁺，所以共有7種微粒．
故答案為：7；
③這些微粒中，銨根離子水解，一水合氨發(fā)生電離，改變了溶液中銨根離子濃度、一水合氨濃度、氫離子濃度和氫氧根離子濃度，而氯離子、鈉離子物質(zhì)的量不變，所以濃度為0.01mol/L的是Cl^-，濃度為0.002mol/L的是Na⁺；
故答案為：Cl^-；Na⁺；
④無論NH₄⁺水解程度和 NH₃•H₂O的電離的程度如何，但遵守物料守恒，即NH₄⁺和 NH₃•H₂O的物質(zhì)的量之和為0.01mol，故答案為：NH₄⁺和 NH₃•H₂O；
⑤溶液中陰陽離子所帶電荷相同，溶液中存在的離子為Na⁺、Cl^-、NH₄⁺、OH^-、H⁺，
即n（Na⁺）+n（NH₄⁺）+n（H⁺）=n（Cl^-）+n（OH^-），n（Na⁺）=0.002mol，n（Cl^-）=0.01mol，
所以0.002mol+n（NH₄⁺）+n（H⁺）=0.01mol+n（OH^-），n（NH₄⁺）+n（H⁺）=0.008mol+n（OH^-），
所以n（NH₄⁺）+n（H⁺）-n（OH^-）=0.008mol，
故答案為：NH₃•H₂O；H⁺；
（4）物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的下列溶液：①KNO₃②Na₂CO₃③NaHCO₃④NaHSO₄⑤CH₃COOH⑥NaOH⑦Ba（OH）₂⑧NH₄Cl，
屬于堿的為：⑥NaOH⑦Ba（OH）₂，濃度相同時，堿性及pH為⑥＜⑦；
水解呈堿性的為：②Na₂CO₃，⑥NaHCO₃，依據(jù)水解程度大小分析，則pH：②＞③；
溶液呈中性的為：①KNO₃；
溶液呈酸性的有：④NaHSO₄⑤CH₃COOH⑧NH₄Cl，其中⑧NH₄Cl溶液中銨根離子水解顯酸性，④NaHSO₄ 溶液中完全電離相當(dāng)于一元強(qiáng)酸，⑤CH₃COOH為弱酸，濃度相同時，溶液的pH：④＜⑤＜⑧，
綜合以上分析可知，溶液的pH由大到小的順序是為：⑦⑥②③①⑧⑤④，
故答案為：⑦⑥②③①⑧⑤④．

點評 本題考查了弱電解質(zhì)電離，鹽類水解原理，明確影響平衡移動的因素、電解質(zhì)溶液中電荷守恒、物料守恒，掌握基礎(chǔ)是關(guān)鍵，題目難度中等．