Question

2．A、B、C、D、E五種溶液分別是NaOH、NH₃•H₂O、CH₃COOH、HCl、NH₄HSO₄中的一種．常溫下進行下列實驗：
①將1L pH=3的A溶液分別與0.001mol/L x L B溶液、0.001mol/L y L D溶液充分反應至中性，x、y的大小關系為y＜x；
②濃度均為0.1mol/L A和E溶液，pH：A＜E；
③濃度均為0.1mol/L C和D溶液等體積混合，溶液呈酸性．回答下列問題：
（1）C是NH₄HSO₄溶液，D是NaOH溶液．
（2）用水稀釋0.1mol/L B溶液時，溶液中隨水量的增加而減小的是AB．
A．$\frac{c（B）}{c（O{H}^{-}）}$      B．$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$     C．c（OH^-）-c（H⁺）   D．n（OH^-）
（3）等pH、等體積的兩份溶液A和E，分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅粉，且放出的氫氣的質量相同．則HCl（填化學式）溶液中鋅粉有剩余．
（4）常溫下，向0.01mol/L C溶液中滴加0.01mol/L D溶液至中性，得到的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（H⁺）=c（OH^-）．
（5）已知常溫下Mg（OH）₂在pH=12的D溶液中Mg²⁺的濃度為1.8×10^-7mol/L，則Ksp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11（mol/L）³．

Answer 1

分析 根據中和酸性物質A只有NaOH、NH₃•H₂O，物質的量的A與等物質的量濃度B和D混合呈中性，D的用量少，說明D堿性比B的堿性強，所以D是NaOH，B為NH₃•H₂O；根據濃度均為0.1mol•L^-1C與D溶液等體積混合，溶液呈酸性，則C為NH₄HSO₄；根據濃度均為0.1mol•L^-1A和E溶液，pH：A＜E，則A為HCl，E為CH₃COOH；
（1）根據以上分析判斷；
（2）A、B溶液為氨水溶液，由NH₃•H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，則n（NH₃•H₂O）減少，n（OH^-）增大；
B、由NH₃•H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離；
C、Kw只與溫度有關；
D、加水促進電離；
（3）等pH、等體積的兩份溶液A（HCl）和E（CH₃COOH），醋酸是弱電解質存在電離平衡，所以醋酸溶液濃度大于鹽酸難度；
（4）常溫下，向0.01mol/L C（NH₄HSO₄）溶液中滴加0.01mol/L D（NaOH）溶液至中性，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⁺）．
（5）常溫下Mg（OH）₂在pH=12的D（NaOH）溶液中Mg²⁺的濃度為1.8×10^-7mol/L，c（OH^-）=10^-2mol/L，依據溶度積常數計算．

解答 解：（1）中和酸性物質A只有NaOH、NH₃•H₂O，物質的量的A與等物質的量濃度B和D混合呈中性，D的用量少，說明D堿性比B的堿性強，所以D是NaOH，根據濃度均為0.1mol•L^-1C與D溶液等體積混合，溶液呈酸性，則C為NH₄HSO₄；
故答案為：NH₄HSO₄ ；NaOH；
（2）A、B溶液為氨水溶液，由NH₃•H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，則n（NH₃•H₂O）減少，n（OH^-）增大，則$\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{n（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{n（O{H}^{-}）}$減小，故A正確；
B、由NH₃•H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，則n（NH₃•H₂O）減少，n（OH^-）增大，c（NH₃•H₂O）、c（OH^-）都減小，c（H⁺）減小，則$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$減小，故B正確；
C、因加水稀釋時，溫度不變，則c（H⁺）和c（OH^-）的乘積不變，故C錯誤；
D、由NH₃•H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，OH^-的物質的量增大，故D錯誤；
故答案為：AB；
（3）等pH、等體積的兩份溶液A（HCl）和E（CH₃COOH），醋酸是弱電解質存在電離平衡，所以醋酸溶液濃度大于鹽酸難度，分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅粉，且放出的氫氣的質量相同，只有強酸中剩余鋅，故答案為：HCl；
（4）常溫下，向0.01mol/L C（NH₄HSO₄）溶液中滴加0.01mol/L D（NaOH）溶液至中性，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⁺）；
故答案為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）．
（5）常溫下Mg（OH）₂在pH=12的D（NaOH）溶液中Mg²⁺的濃度為1.8×10^-7mol/L，c（OH-）=10^-2mol/L，Mg（OH）₂（s）?Mg²⁺+2OH^-依據溶度積常數計算得到Ksp=c（Mg²⁺）c²（OH^-）=1.8×10^-7mol/L×（10^-2mol/L）²=1.8×10^-11（mol/L）³
故答案為：1.8×10^-11（mol/L）³．

點評 本題考查電解質溶液之間的反應，沉淀溶解平衡的溶度積計算，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等知識．