Question

19．（1）Na₂CO₃溶液顯堿性，用離子方程式表示其原因為CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-．
（2）常溫下，pH=11的NaHCO₃溶液中，水電離出來的c（OH^-）=1.0×10^-3mol/L，在pH=3的CH₃COOH溶液中，水電離出來的c（H⁺）=1.0×10^-11mol/L．
（3）已知純水中存在如下平衡：H₂O?H⁺+OH^-．現(xiàn)欲使平衡逆向移動，且所得溶液顯酸性，可選擇的方法是B（填字母序號）．
A．向水中加入NaHCO₃固體
B．向水中加入NaHSO₄固體
C．加熱至100℃
D．向水中加入（NH₄）₂SO₄固體
（4）若將等pH，等體積的NaOH溶液和NH₃•H₂O溶液分別加水稀釋m倍、n倍，稀釋后兩溶液的pH仍相等，則m＜n（填“＜”“＞”或“=”）．
（5）物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①NaCl②NaOH③CH₃COOH④HCl⑤CH₃COONa⑥NaHCO₃⑦Ba（OH）₂⑧Na₂CO₃，pH由大到小的順序為⑦＞②＞⑧＞⑥＞⑤＞①＞③＞④．（填序號）

Answer 1

分析 （1）碳酸鈉為強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解導致溶液呈堿性；
（2）在NaHCO₃溶液中，OH^-全部來自于水的電離，結(jié)合溶液中離子積常數(shù)計算水電離出的氫離子濃度判斷；溶液中pH=-lgc（H⁺），而在酸溶液中，氫離子幾乎全部來自于酸的電離，但氫氧根全部來自于水的電離，而水電離出的c（H⁺）等于溶液中c（OH^-），據(jù)此分析；
（3）欲使平衡向左移動，且所得溶液顯酸性，可加入酸或酸性的物質(zhì)；
（4）一水合氨為弱電解質(zhì)，不能完全電離，加水促進電離；
（5）溶液中氫離子濃度越大，則其pH越小，按照溶液中氫離子濃度由小到大順序進行排列．

解答 解：（1）碳酸鈉為強堿弱酸鹽，鈉離子不水解、碳酸根離子水解導致溶液呈堿性，水解離子方程式為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-，
故答案為：堿性；CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；
（2）在NaHCO₃溶液中，OH^-全部來自于水的電離，由于溶液的pH=11，故溶液中的氫離子濃度為10^-11mol/L，由水電離出來的c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-11}}$=1.0×10^-3 mol•L^-1；
pH等于3的CH₃COOH溶液中C（H⁺）=1.0×10^-3mol/L，25℃時：Kw=c（OH^-）×c（H⁺）=10^-14，溶液中的c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-3}}$=1.0×10^-11mol/L，而在酸溶液中，氫離子幾乎全部來自于酸的電離，但氫氧根全部來自于水的電離，故由水電離出的C（H⁺）=c（OH^-）=1.0×10^-11mol/L，
故答案為：1.0×10^-3；1.0×10^-11；
（3）欲使平衡向左移動，且所得溶液顯酸性，可加入酸或酸性的物質(zhì)，
A．向水中加入NaHCO₃固體，碳酸氫鈉是強堿弱酸鹽，水解對水的電離起促進作用，平衡向右移，溶液呈堿性，故A錯誤；
B．向水中加入NaHSO₄固體，溶液于電離出氫離子，平衡向左移，溶液呈酸性，故B正確；
C．加熱至100℃，促進水的電離，溶液仍呈中性，故C錯誤；
D．向水中加入（NH₄）₂SO₄固體，NH₄）₂SO₄是強酸弱堿鹽溶液水解呈酸性，水解對水的電離起促進作用，平衡向右移，故D錯誤；
（4）氨水為弱電解質(zhì)，不能完全電離，如稀釋相等體積，氨水溶液pH大，如稀釋后溶液pH相同，則氨水應加入較多水，
故答案為：＜；
（5：①NaCl②NaOH③CH₃COOH④HCl⑤CH₃COONa⑥NaHCO₃⑦Ba（OH）₂，⑧Na₂CO₃，
顯示堿性的為：②NaOH，⑤CH₃COONa，⑥NaHCO₃，⑦Ba（OH）₂，⑧Na₂CO₃，Ba（OH）₂和氫氧化鈉為強堿，⑤CH₃COONa⑥NaHCO₃⑧Na₂CO₃為鹽，所以pH⑦＞②＞⑧＞⑥＞⑤；
顯示中性的為①NaCl，pH=7；
顯示酸性的為：③CH₃COOH④HCl，濃度相同時，鹽酸為強酸，氫離子濃度最大，醋酸為一元弱酸，氫離子濃度小于鹽酸，溶液的pH大小關(guān)系為：③＞④，故物質(zhì)的量濃度相同時，按pH由大到小的順序為：②＞⑦＞⑤＞①＞④＞⑥＞③，
故答案為：⑦＞②＞⑧＞⑥＞⑤＞①＞③＞④．

點評 本題考查了離子濃度大小比較、水的電離及其影響因素、弱電解質(zhì)的電離平衡等知識，題目難度中等，試題涉及的題量較大，充分考查了學生對所學知識的掌握情況，明確溶液中水電離的氫離子濃度大小的計算方法．