Question

10．（1）25℃时，0.1mol/L的HA溶液中c（H⁺）=10^-2mol/L．请回答下列问题：
①HA是弱酸（填“强酸”或“弱酸”）．
②NaA溶液显碱性（填“酸性”、“中性”或“碱性”），理由是（用离子方程式表示）A^-+H₂O?HA+OH^-．
（2）常温下，某溶液中由水电离出的c （OH^-）=1.0×10^-10mol/L，该溶液可以是AB．（填选项）
A．pH=4的醋酸  B．pH=10的NaOH溶液 C．pH=9的Na₂CO₃溶液  D．pH=4的NH₄Cl溶液
（3）在100℃时，将100mL 0.1mol/L的稀H₂SO₄溶液与100mL 0.4mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH=11．（混合时溶液体积变化忽略不计）
（4）常温下，a mL 0.1mol/L盐酸与b mL 0.1mol/L氨水混合，充分反应．若混合后溶液呈中性，则a＜b（填“＜”、“=”或“＞”）．
（5）常温下，a mL pH=3的盐酸与b mL pH=11的氨水混合，充分反应．若a=b，则反应后溶液中离子浓度从大到小的顺序是c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
（6）氯化铝水溶液呈酸性，原因是（用离子方程式表示）：Al³⁺+3H₂O?Al（OH）₃+3H⁺．把AlCl₃溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是Al₂O₃．（填化学式）
（7）在25℃下，向浓度均为0.1mol•L^-1的MgCl₂和CuCl₂混合溶液中逐滴加入氨水，先生成Cu（OH）₂沉淀（填化学式），生成该沉淀的离子方程式为Cu²⁺+2NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺．已知25℃时K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sp[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20．

Answer 1

分析 （1）①25℃时，0.1mol•L^-1的某酸HA中，如果该酸是强酸c（H⁺）=0.1mol•L^-1，若是弱酸，弱酸溶液中存在电离平衡，溶液中c（H⁺）＜0.1mol•L^-1；
②NaA溶液是强碱弱酸盐，溶液中A^-离子水解显碱性；
（2）常温下，水的离子积为1×10^-14，c（H⁺）=10^-7mol/L，由水电离产生的c（H⁺）等于10^-10mol/L，纯水的离子积为1×10^-20，说明该溶液中的溶质抑制了水的电离，该溶液为酸或者碱溶液，据此进行判断；
（3）先判断出酸和碱混合后溶液NaOH过量，溶液显碱性，根据c（OH^-）=$\frac{n（O{H}^{-}）-n（{H}^{+}）}{{V}_{混}}$求出氢氧根的浓度，然后根据水的离子积求出c（H⁺），即可求出溶液的pH；
（4）根据NH₄Cl溶液呈酸性可知，要使混合后呈中性，必须氢氧化钠过量；根据电荷守恒来分析；
（5）常温下，a mL pH=3的盐酸与b mL pH=11的氨水混合，充分反应．若a=b，反应后一水合氨又电离出氢氧根离子，溶液呈碱性；
（6）氯化铝水溶液呈酸性是因为铝离子水解显酸性；把AlCl₃溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是水解生成的氢氧化铝分解得到的氧化铝；
（7）难溶电解质的溶度积越小，加入氨水时越易生成沉淀．

解答 解：（1）①25℃时，0.1mol•L^-1的某酸HA中，如果该酸是强酸c（H⁺）=0.1mol•L^-1，若是弱酸，弱酸溶液中存在电离平衡，溶液中c（H⁺）＜0.1mol•L^-1，
25℃时，0.1mol/L的HA溶液中c（H⁺）=10^-2mol/L，氢离子未全部电离出来，说明HA为弱酸，
故答案为：弱酸；
②NaA溶液是强碱弱酸盐，溶液中A^-离子水解显碱性，反应的离子方程式为：A^-+H₂O?HA+OH^-，
故答案为：碱性，A^-+H₂O?HA+OH^-；
（2）常温下，水的离子积为1×10^-14，c（H⁺）=10^-7mol/L，由水电离产生的c（H⁺）等于10^-10mol/L，纯水的离子积为1×10^-20，说明该溶液中的溶质抑制了水的电离，该溶液为酸或者碱溶液，
A．pH=4的醋酸溶液电离出的氢离子抑制水的电离，故A正确；  
B．pH=10的NaOH溶液中电离出的氢氧根离子抑制水的电离，故B正确；
C．pH=9的Na₂CO₃溶液中碳酸根离子水解，溶液显碱性，促进了水的电离，故C错误；
D．pH=4的NH₄Cl溶液中铵根离子水解，溶液显酸性，促进了水的电离，故D错误；
故选AB．
（3）该温度下，将100mL 0.1mol•L^-1的稀H₂SO₄中n（H⁺）=CV=0.2mol/L×0.1L=0.02mol，100mL 0.4mol•L^-1的NaOH溶液中n（OH^-）=CV=0.4mol/L×0.1L=0.04mol，混合后，NaOH过量，溶液显碱性，溶液中c（OH^-）=$\frac{n（O{H}^{-}）-n（{H}^{+}）}{{V}_{混}}$=$\frac{0.04mol-0.02mol}{0.2L}$=0.1mol/L，由于水的离子积Kw=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-12，c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{0.1}$mol/L=10^-11mol/L，PH=11，
故答案为：11；
（4）根据NH₄Cl溶液呈酸性可知，要使混合后呈中性，必须氢氧化钠过量；根据电荷守恒来分析，a＜b，
故答案为：＜；
（5）常温下，a mL pH=3的盐酸与b mL pH=11的氨水混合，充分反应．若a=b，反应后一水合氨又电离出氢氧根离子，溶液呈碱性，溶液中电荷守恒分析，离子浓度的关系为：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案为：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（6）氯化铝水溶液呈酸性是因为铝离子水解显酸性，Al³⁺+3H₂O?Al（OH）₃+3H⁺，把AlCl₃溶液蒸干，灼烧，最后得到的主要固体产物是水解生成的氢氧化铝分解得到的氧化铝，
故答案为：Al³⁺+3H₂O?Al（OH）₃+3H⁺，Al₂O₃；
（7）难溶电解质的溶度积越小，加入氨水时越易生成沉淀，则生成的沉淀为Cu（OH）₂，反应的离子方程式为Cu²⁺+2NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺，
故答案为：Cu（OH）₂；Cu²⁺+2NH₃•H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺；

点评 本题考查了酸碱反应后溶液酸碱性分析判断，离子浓度大小比较，盐类水解，溶度积常数的计算分析，影响水电离的因素分析判断，掌握基础是关键，题目难度中等．