题目内容
运用化学知识解决生产、生活中的有关问题备受关注．请回答下列问题：（1）已知水存在如下平衡：H2O?H++OH-△H＞0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液显碱性，选择方法是 ．
A．向水中加入NaHSO4固体 B．向水中加Na2CO3固体
C．加热至100℃[其中c（H+）=1×10-6 mol?L-1]D．向水中加入NH4Cl固体
（2）常温下，浓度均为0.1mol?L-1的下列五种钠盐溶液的pH如下表；
| 溶质 | CH3COONa | NaHCO3 | Na2CO3 | NaClO | NaCN |
| pH | 8.8 | 9.7 | 11.6 | 10.3 | 11.1 |
A．HCN B．HClO C．CH3COOH D．H2CO3
（3）实验室中常用NaOH来进行洗气和提纯．当400mL 1mol?L-1的NaOH溶液吸收标准状况下4.48LCO2时，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 ．
（4）实验室中采用惰性电极模拟工业上电解饱和食盐水的过程：
①写出C1电极上发生反应的电极反应式 ．
②当C2电极上产生112mL（标准状况）气体时（假设气体完全逸出，溶液体积不变），烧杯中溶液的pH= ．（Kw=10-14）
【答案】分析：（1）使水的电离平衡向右移动的方法有：升高温度、加入含有弱根离子的盐等，如果溶液呈碱性，说明加入的物质和氢离子反应，导致溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度而使溶液呈碱性；
（2）越容易水解的盐，越容易结合氢离子，相同浓度的钠盐溶液，pH越大则盐的水解程度越大，浓度相同的酸稀释相同的倍数后，酸性越强的酸其pH变化越大；
（3）根据盐类的水解和电荷守恒来分析，注意盐类的水解是微弱的；
（4）①电解饱和的氯化钠溶液时，阳极上氯离子放电生成氯气；
②阴极上氢离子放电生成氢气，根据原子守恒结合氢离子和氢氧根离子的关系计算氢氧根离子浓度，再根据水的离子积常数计算溶液中氢离子浓度，从而得出溶液的pH．
解答：解：（1）A．向水中加入NaHSO4固体，硫酸氢钠溶解后电离出氢离子，抑制水电离，且溶液中C（H+）＞C（OH-），溶液呈酸性，故错误；
B．向水中加Na2CO3固体，碳酸钠是强碱弱酸盐能水解，碳酸根离子和氢离子结合生成碳酸氢根离子，从而促进水电离，导致溶液中C（OH-）＞C（H+），溶液呈碱性，故正确；
C．水的电离是吸热反应，加热至100℃，促进水电离，溶液C（OH-）=C（H+），溶液呈中性，故错误；
D．向水中加入NH4Cl固体，氯化铵水解，铵根离子和氢氧根离子反应生成一水合氨，从而促进水电离，导致溶液中C（H+）＞C（OH-），溶液呈酸性，故错误；
故选B；
（2）越容易水解的盐，越容易结合氢离子，相同浓度的钠盐溶液，pH越大则盐的水解程度越大，所以最易水解的盐是碳酸钠，所以最容易结合氢离子的阴离子是CO32-；浓度相同的酸稀释相同的倍数后，酸性越强的酸其pH变化越大，HCN、HClO、CH3COOH、H2CO3四种酸的酸性大小顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN，所以溶液的pH变化最大的是醋酸，故选C；
故答案为：CO32-；C；
（3）400mL 1mol?L-1的NaOH的物质的量=1mol/L×0.4L=0.4mol，标准状况下4.48LCO2的物质的量=
=0.2mol，所以氢氧化钠和二氧化碳反应方程式为CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O，溶液中碳酸根离子水解而使溶液呈碱性，即C（OH-）＞C（H+），溶液中氢氧根离子有两个来源，一个是碳酸根离子水解，一个是碳酸氢根离子水解，碳酸氢根离子只是碳酸根离子水解，所以C（OH-）＞C（HCO3-），碳酸根离子水解程度大于水电离出氢离子程度，所以溶液中C（HCO3-）＞C（H+），
故溶液中各离子浓度大小顺序是C（Na+）＞C（CO32-）＞C（OH-）＞C（HCO3-）＞C（H+）；
故答案为：C（Na+）＞C（CO32-）＞C（OH-）＞C（HCO3-）＞C（H+）；
（4）①根据图片知，C1电极是阳极，阳极上氯离子放电生成氯气，电极反应式为2Cl--2e-═Cl2↑，故答案为：2Cl--2e-═Cl2↑；
②C2电极上氢离子放电生成氢气，氢气的物质的量=
=0.005mol，
H2----------2H+--------2OH-
1mol 2mol 2mol
0.005mol 0.01mol 0.01mol
所以溶液中氢氧根离子的物质的量浓度=
=0.1mol/L，则溶液中氢离子浓度=
=10-13mol/L，所以溶液的pH=13，
故答案为：13．
点评：本题考查了离子浓度大小的比较、溶液pH的计算等知识点，离子浓度大小的比较是学习的难点，一般利用电荷守恒、物料守恒和质子守恒来分析解答．
（2）越容易水解的盐，越容易结合氢离子，相同浓度的钠盐溶液，pH越大则盐的水解程度越大，浓度相同的酸稀释相同的倍数后，酸性越强的酸其pH变化越大；
（3）根据盐类的水解和电荷守恒来分析，注意盐类的水解是微弱的；
（4）①电解饱和的氯化钠溶液时，阳极上氯离子放电生成氯气；
②阴极上氢离子放电生成氢气，根据原子守恒结合氢离子和氢氧根离子的关系计算氢氧根离子浓度，再根据水的离子积常数计算溶液中氢离子浓度，从而得出溶液的pH．
解答：解：（1）A．向水中加入NaHSO4固体，硫酸氢钠溶解后电离出氢离子，抑制水电离，且溶液中C（H+）＞C（OH-），溶液呈酸性，故错误；
B．向水中加Na2CO3固体，碳酸钠是强碱弱酸盐能水解，碳酸根离子和氢离子结合生成碳酸氢根离子，从而促进水电离，导致溶液中C（OH-）＞C（H+），溶液呈碱性，故正确；
C．水的电离是吸热反应，加热至100℃，促进水电离，溶液C（OH-）=C（H+），溶液呈中性，故错误；
D．向水中加入NH4Cl固体，氯化铵水解，铵根离子和氢氧根离子反应生成一水合氨，从而促进水电离，导致溶液中C（H+）＞C（OH-），溶液呈酸性，故错误；
故选B；
（2）越容易水解的盐，越容易结合氢离子，相同浓度的钠盐溶液，pH越大则盐的水解程度越大，所以最易水解的盐是碳酸钠，所以最容易结合氢离子的阴离子是CO32-；浓度相同的酸稀释相同的倍数后，酸性越强的酸其pH变化越大，HCN、HClO、CH3COOH、H2CO3四种酸的酸性大小顺序是CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN，所以溶液的pH变化最大的是醋酸，故选C；
故答案为：CO32-；C；
（3）400mL 1mol?L-1的NaOH的物质的量=1mol/L×0.4L=0.4mol，标准状况下4.48LCO2的物质的量=
=0.2mol，所以氢氧化钠和二氧化碳反应方程式为CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O，溶液中碳酸根离子水解而使溶液呈碱性，即C（OH-）＞C（H+），溶液中氢氧根离子有两个来源，一个是碳酸根离子水解，一个是碳酸氢根离子水解，碳酸氢根离子只是碳酸根离子水解，所以C（OH-）＞C（HCO3-），碳酸根离子水解程度大于水电离出氢离子程度，所以溶液中C（HCO3-）＞C（H+），故溶液中各离子浓度大小顺序是C（Na+）＞C（CO32-）＞C（OH-）＞C（HCO3-）＞C（H+）；
故答案为：C（Na+）＞C（CO32-）＞C（OH-）＞C（HCO3-）＞C（H+）；
（4）①根据图片知，C1电极是阳极，阳极上氯离子放电生成氯气，电极反应式为2Cl--2e-═Cl2↑，故答案为：2Cl--2e-═Cl2↑；
②C2电极上氢离子放电生成氢气，氢气的物质的量=
=0.005mol，H2----------2H+--------2OH-
1mol 2mol 2mol
0.005mol 0.01mol 0.01mol
所以溶液中氢氧根离子的物质的量浓度=
=0.1mol/L，则溶液中氢离子浓度==10-13mol/L，所以溶液的pH=13，故答案为：13．
点评：本题考查了离子浓度大小的比较、溶液pH的计算等知识点，离子浓度大小的比较是学习的难点，一般利用电荷守恒、物料守恒和质子守恒来分析解答．
练习册系列答案
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（1）已知水存在如下平衡：H2O
H++OH- △H>0，现欲使平衡向右移动，且所得溶液显碱性，选择方法是 。
A. 向水中加入NaHSO4固体 B. 向水中加Na2CO3固体
C. 加热至100℃[其中c(H+) = 1×10-6 mol•L-1] D. 向水中加入NH4Cl固体
（2）常温下，浓度均为0．1mol·L-1的下列五种钠盐溶液的pH如下表；
| 溶质 | CH3COONa | NaHCO3 | Na2CO3 | NaClO | NaCN |
| pH | 8．8 | 9．7 | 11．6 | 10．3 | 11．1 |
上述盐溶液中的阴离子，结合H+能力最强的是_________，根据表中数据，浓度均为0．01mol·L—1的下列四种酸的溶液分别稀释100倍，pH变化最大的是________（填编号）。
A．HCN B．HClO C．CH3COOH D．H2CO3
（3）实验室中常用NaOH来进行洗气和提纯。当400mL 1mol·L-1的NaOH溶液吸收标准状况下4．48LCO2时，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________。
（4）实验室中采用惰性电极模拟工业上电解饱和食盐水的过程：
①写出C1电极上发生反应的电极反应式 。
②当C2电极上产生112mL(标准状况)气体时（假设气体完全
逸出，溶液体积不变），烧杯中溶液的pH= 。（Kw=10-14）