Question

（1）稀釋0.1mol?L^-1氨水時，隨著水量的增加而減小的是

 

（填寫序號）．
①

c(NH3?H2O)

c(OH-)

②

c(OH-)

c(H+)

③c（H⁺）和c（OH^-）的乘積     ④OH^-的物質的量
（2）pH相同的等體積的A、B兩份溶液（A為鹽酸，B為醋酸）分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅粉，且放出氫氣的質量相同，則下列說法正確的是

 

（填寫序號）．
①反應所需的時間B＞A   ②開始反應時的速率A＞B ③參加反應的鋅粉物質的量A=B  
④反應過程中的平均速率B＞A  ⑤A溶液里有鋅粉剩余  ⑥B溶液里有鋅粉剩余
（3）將等體積、等物質的量濃度的氨水和鹽酸混合后，升高溫度（溶質不會分解）溶液的pH隨溫度變化是圖中的

 

曲線（填寫序號）．
（4）常溫下，將0.1mol?L^-1的鹽酸與0.2mol?L^-1的氨水等體積混合，則所得溶液中所有離子物質的量濃度由大到小的順序為

 

（5）由電離常數(shù)可知酸性強弱：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCO₃^-，則濃度相同的下列溶液堿性由強到弱順序為：

 

 （填序號）
①CH₃COONa   ②NaHCO₃   ③Na₂CO₃
（6）氯化鐵溶液呈酸性的原因是（用離子方程式表示）：

 

，某二元酸（化學式用H₂B表示）在水中的電離方程式是：H₂B=H⁺+HB^-；HB^-═H⁺+B^2-完成下列問題：在0.1mo1/L的Na₂B溶液中，下列粒子濃度關系式正確的是

 

．
A．c（B^2-）+c（HB^-）+c（H₂B）=0.1mo1/L     
B． c（Na⁺）+c（OH^-）=c（H⁺）+c（HB^-）
C．c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HB^-）+2c（B^2-） 
 D．2c（Na⁺）=c（B^2-）+c（HB^-）

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的原理,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：

分析：（1）用水稀釋0.1mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加，由NH₃．H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，n（OH^-）增大，但溶液的體積增大的多，則c（OH^-）減小，加水促進電離，則n（NH₃．H₂O）減少；
（2）pH相同的等體積的A、B兩份溶液（A為鹽酸，B為醋酸）分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅粉，且放出氫氣的質量相同，由于醋酸部分電離，其酸的濃度大于氫離子濃度，鹽酸中HCl的濃度等于氫離子的濃度，所以醋酸的濃度大于HCl的濃度，則鹽酸中鋅粉剩余；
（3）等體積、等物質的量濃度的氨水和鹽酸混合后恰好生成氯化銨溶液，銨根離子水解顯酸性，加熱促進水解；
（4）向 NH₄HSO₄中滴加NaOH溶液，當二者物質的量相同時，c（Na⁺）=c（SO₄^2-），但此時溶液中還有NH₄⁺，NH₄⁺水解使溶液呈酸性，因此要使溶液呈中性，則還需繼續(xù)滴入NaOH；
（5）根據(jù)鹽的水解規(guī)律：越弱越水解結合物質中水解的原理來回答；
（6）氯化鐵為強酸弱堿鹽，鐵離子水解導致溶液呈酸性；任何電解質溶液中都存在電荷守恒和物料守恒，據(jù)此分析解答．

解答： 解：（1）解：①由NH₃．H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，則c（NH₃．H₂O）減少，c（OH^-）減小，但是平衡正向移動，氨水的濃度減小得多，所以分子減小的程度大，分母減小的程度小，二者的比值減小，故①正確；
②氨水加水稀釋，溶液的濃度減小，堿性減弱，氫氧根的濃度減小，根據(jù)溫度不變，則c（H⁺）和c（OH^-）的乘積不變，所以氫氧根的濃度減小，氫離子濃度增大，其比值減小，故②正確；
③因加水稀釋時，溫度不變，則c（H⁺）和c（OH^-）的乘積不變，故③錯誤；
④由NH₃．H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，OH^-的物質的量增大，故④錯誤；
故答案為：①②；
（2）pH相同的等體積的A、B兩份溶液（A為鹽酸，B為醋酸）分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅粉，且放出氫氣的質量相同，由于醋酸部分電離，其酸的濃度大于氫離子濃度，鹽酸中HCl的濃度等于氫離子的濃度，所以醋酸的濃度大于HCl的濃度，則鹽酸中鋅粉剩余；
①由于醋酸中酸過量，則反應較快，所以反應所需的時間A＞B；故錯誤；
②開始pH相同，則氫離子濃度相同，所以開始時反應速率A=B，故錯誤；
③由于生成的氫氣體積相同，所以參加反應的鋅粉物質的量A=B，故正確；
④醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，則醋酸中反應速率大，所以反應過程中的平均速率 B＞A，故正確；
⑤醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，醋酸有剩余，則鹽酸中有鋅粉剩余，故正確；
⑥醋酸的濃度大于鹽酸的濃度，醋酸有剩余，則鹽酸中有鋅粉剩余，故錯誤；
故答案為：③④⑤；
（3）等體積、等物質的量濃度的氨水和鹽酸混合后恰好生成氯化銨溶液，NH₄⁺水解溶液顯酸性，PH＜7，①②pH大于7，故①②錯誤；
加熱促進水解，加熱水解平衡向右移動，c（H⁺）增大，酸性增強，PH減小，③錯誤、④正確，
故答案為：④；
（4）NH₄HSO₄中滴入NaOH溶液，NaOH首先與NH₄HSO₄電離出的H⁺作用，因為H⁺結合OH^-的能力比NH₄⁺結合OH^-的能量強（原因是產物H₂O比NH₃?H₂O更難電離）．當加入等摩爾的NaOH時，正好將H⁺中和，此時c（Na⁺）=c（SO₄^2-），但此時溶液中還有NH₄⁺，NH₄⁺水解使溶液呈酸性，因此要使溶液呈中性，則還需繼續(xù)滴入NaOH，當然到中性時c（OH^-）=c（H⁺），c（Na⁺）＞c（SO₄^2- ）＞c（NH₄⁺），則溶液中所有離子的物質的量濃度由大到小的順序為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）；
故答案為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）；
（5）由電離常數(shù)可知酸性強弱：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCO₃^-，所以水解程度：碳酸根離子＞碳酸氫根＞醋酸根離子，所以①CH₃COONa ②NaHCO₃�、跱a₂CO₃的堿性順序是：
③＞②＞①，故答案為：③＞②＞①；
（6）氯化鐵為強酸弱堿鹽，鐵離子水解導致溶液呈酸性，水解方程式為Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺；
A．H₂B第一步完全電離，所以溶液中不存在H₂B，應該為c（B^2-）+c（HB^- ）=0.1mol/L，故A錯誤；
B．H₂B第一步完全電離，所以溶液中不存在H₂B，溶液中存在質子守恒，根據(jù)質子守恒得c（OH^-）=c（H⁺）+c（HB^-），故B錯誤；
C．根據(jù)電荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺ ）=c（OH^- ）+c（HB^-）+2c（B^2- ），故C正確；
D．根據(jù)物料守恒得c（Na⁺）=2c（B^2- ）+2c（HB^- ），故D錯誤；
故答案為：Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺；C．

點評：本題考查電解質溶液之間的反應，涉及到強電解質、弱電解質的電離、鹽類的水解及溶液的pH值、離子濃度大小的比較、電離平衡常數(shù)的計算等知識，題目涉及的知識點較多，綜合性較強，題目難度中等．