Question

13．中學化學實驗中，淡黃色的pH試紙常用于測定溶液的酸堿性．在25℃時，若溶液的pH=7，試紙不變色；若pH＜7，試紙變紅色；若pH＞7，試紙變藍色．而要精確測定溶液的pH，需用pH計．pH計主要通過測定溶液中H⁺的濃度來測定溶液的pH．已知100℃時，水的離子積常數K_w=1×10^-12．
（1）已知水中存在如下平衡：H₂O+H₂O?H₃O⁺+OH^-△H＞0，現欲使平衡向左移動，且所得溶液呈酸性，選擇的方法是A（填字母）．
A．向水中加入NaHSO₄B．向水中加入NaClC．加熱水至100℃D．在水中加入KOH
（2）現欲測定100℃沸水的pH及酸堿性，若用pH試紙測定，則試紙顯淡黃色色，溶液顯中性（填“酸”“堿”或“中”）；若用PH計測定，則pH＜7（填“＞”“=”或“＜”）．
（3）向明礬溶液中逐滴加入Ba（OH）₂溶液至硫酸根離子剛好沉淀完全時，溶液的pH＞7（填＞，＜，=），離子方程式為Al³⁺+2SO₄^2-+2Ba²⁺+4OH^-═2BaSO₄↓+AlO₂^-+2H₂O．

Answer 1

分析 （1）A．向水中加入NaHSO₄，電離產生氫離子，平衡正向移動，溶液呈酸性；
B．向水中加入NaCl，平衡不移動；
C．加熱水至100℃，平衡正向移動，但溶液呈中性；
D．在水中加入KOH，平衡逆向移動，溶液呈堿性；
（2）在25℃時，水的pH=7，溫度升高，則pH增大，水在任何溫度下均為中性的，由此分析解答；
（3）假設SO₄^2-的物質的量為2mol，判斷完全反應需要其它離子的物質的量，進而書寫反應的離子方程式，并判斷溶液的酸堿性．

解答 解：（1）A．向水中加入NaHSO₄ ，電離產生氫離子，平衡正向移動，溶液呈酸性，符合條件，故A正確；
B．向水中加入NaCl，平衡不移動，不符合條件，故B錯誤；
C．加熱水至100℃，平衡正向移動，但溶液呈中性，不符合條件，故C錯誤；
D．在水中加入KOH，平衡逆向移動，溶液呈堿性，不符合條件，故D錯誤；
故選：A；　　
（2）現欲測定100℃沸水的pH及酸堿性，若用pH試紙測定，溶液呈中性，則試紙顯淡黃色色，溶液顯中性，若用PH計測定，則pH＜7，故答案為：淡黃色；中；＜
；
（3）假設SO₄^2-的物質的量為2mol，則明礬溶液中含有2molSO₄^2-，1molAl³⁺，向明礬溶液中逐滴加入Ba（OH）₂溶液至SO₄^2-剛好沉淀完全時，需要2molBa（OH）₂，即加入的Ba²⁺為2mol，OH^-為4mol，生成2molBaSO₄，1molAl³⁺與4molOH^-反應生成1molAlO₂^-，反應的離子方程式為Al³⁺+2SO₄^2-+2Ba²⁺+4OH^-═2BaSO₄↓+AlO₂^-+2H₂O，反應后溶液呈堿性，pH＞7，
故答案為：＞；Al³⁺+2SO₄^2-+2Ba²⁺+4OH^-═2BaSO₄↓+AlO₂^-+2H₂O．

點評 本題考查學生會的電離方面的知識和離子反應方程式的書寫，明確信息中Al³⁺恰好沉淀、硫酸根離子完全沉淀是解答本題的關鍵，題目難度中等．