Question

按要求回答下列問題：
（1）常溫下，向VL 0.1mol/L的醋酸溶液中加水稀釋，下列說法中正確的是

 

（填字母）
A．溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目將減少       
B．由水電離的c（H⁺）濃度將減小
C．溶液中

c(CH3COO-)

c(H+)

不變          
D．溶液中

c(CH3COO-)

c(CH3COOH)?c(OH-)

 將減小
E．醋酸的電離程度將增大，c（H⁺）也增大
（2）①常溫下，將0.1mol/L的硫酸V₁mL與0.1mol/LNaOH溶液V₂mL混合后，溶液的pH=1則V₁：V₂=

 

（忽略溶液體積的變化）．
②常溫下，若溶液由pH=3的鹽酸V₁mL與pH=11的某堿BOH溶液V₂mL混合而得，則下列假設(shè)和結(jié)論都正確的是

 

（填字母）
A．若混合后溶液呈中性，則c（H⁺）+c（OH^-）=2×10^-7mol/L
B．若V₁=V₂，則混合后溶液的pH一定等于7
C．若V₁=V₂，則混合后一定有：c（Cl^-）＞c（B⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
D．混合后的溶液中一定有c（B⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）
（3）常溫下，濃度均為0.1mol/L的五種溶液的pH如下表所示：

溶液	CH3COONa	NaHCO3	Na2CO3	NaClO	NaCN
pH	8.8	9.7	11.6	10.3	11.1

①寫出向NaClO溶液中通入少量CO₂的離子方程式

 

．
②將濃度均為0.01mol/L下列溶液分別加水稀釋10倍，pH變化最小的是

 

（填字母）
A．HCN    B．HClO    C．H₂CO₃    D．CH₃COOH
③常溫下，等濃度的醋酸與醋酸鈉組成的混合溶液pH=6，則c（CH₃COO^-）-c（CH₃COOH）=

 

（填準(zhǔn)確數(shù)值）．
（4）已知常溫下K_sp（AgCl）=1.0×10^-10，K_sp（CH₃COOAg）=9.0×10^-4．常溫下，CH₃COOAg若要在NaCl溶液中開始轉(zhuǎn)化為AgCl沉淀，則NaCl的濃度必須不低于

 

．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的原理,難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)

專題：

分析：（1）醋酸是弱電解質(zhì)，加水稀釋醋酸溶液，促進醋酸電離，醋酸電離產(chǎn)生的醋酸根離子和氫離子數(shù)目增多濃度減小，根據(jù)醋酸的電離程度確定溶液中微粒個數(shù)變化；
（2）①常溫下，將0.1mol/L的硫酸V₁mL與0.1mol/LNaOH溶液V₂mL混合后，溶液的pH=1，說明溶液中氫離子剩余，結(jié)合酸堿中和反應(yīng)定量關(guān)系列式計算；
②常溫下，若溶液由pH=3的鹽酸V₁mL與pH=11的某堿BOH溶液V₂mL混合而得；
A．若混合后溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L分析；
B．若V₁=V₂，堿可能是強堿或弱堿，則混合后溶液的pH不一定等于7；
C．若V₁=V₂，則混合后溶液可以顯堿性或中性；
D．混合后的溶液中一定存在電荷守恒分析；
（3）①依據(jù)鹽溶液PH比較，Na₂CO₃溶液PH大于NaClO，大于NaHCO₃溶液PH，向NaClO溶液中通入少量CO₂的反應(yīng)生成次氯酸和碳酸氫鈉；
②酸的酸性越強，酸的電離程度越大，其酸根離子水解程度越小，相同濃度的鈉鹽溶液的pH越�。患铀�稀釋促進弱酸電離，相同濃度的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，酸的酸性越弱，酸的PH變化越小；
③依據(jù)溶液中電荷守恒和物料守恒計算得到；
（4）依據(jù)醋酸銀溶度積計算銀離子濃度，結(jié)合氯化銀溶度積計算氯離子濃度．

解答： 解：（1）常溫下，向VL 0.1mol/L的醋酸溶液中加水稀釋
A、醋酸是弱電解質(zhì)，加水稀釋醋酸溶液，促進醋酸電離，醋酸電離產(chǎn)生的醋酸根離子和氫離子數(shù)目增多，故A錯誤；
B、加水稀釋，促進電離，但氫離子濃度降低，對水的抑制程度減小，水電離出氫離子濃度增大，故B錯誤；
C、醋酸電離產(chǎn)生的醋酸根離子和氫離子數(shù)目增多，濃度同等程度的減小，

c(CH3COO-)

c(H+)

不變，故C正確；
D、

c(CH3COO-)

c(CH3COOH)c(OH-)

=

c(CH3COO-)

c(CH3COOH)c(OH-)

×

c(H+)

c(H+)

=

Ka

Kw

，電離平衡常數(shù)和水的離子積常數(shù)不變，所以其不變，故D錯誤；
E、加水稀釋醋酸的電離程度將增大，c（H⁺）減小，故E錯誤；
故選C．
（2）①常溫下，將0.1mol/L的硫酸V₁mL與0.1mol/LNaOH溶液V₂mL混合后，溶液的pH=1，則依據(jù)反應(yīng)定量關(guān)系計算：0.1mol/L×V₁×2-0.1mol/L×V₂=10^-1mol/L×（V₁+V₂）
V₁：V₂=2：1；
故答案為：2：1；   
②常溫下，若溶液由pH=3的鹽酸V₁mL與pH=11的某堿BOH溶液V₂mL混合而得
A．若混合溶液呈中性，則溶液中c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L^-1，所以c（H⁺）+c（OH^-）=2×10^-7mol/L^-1，故A正確；
B．若V₁=V₂，堿為強堿，則混合后溶液的pH一定等于7，若為弱堿，則混合后溶液的PH＞7，故B錯誤；
C．若V₁=V₂，如果堿是弱堿，堿濃度大于酸，混合溶液呈堿性，pH＞7；如果堿是強堿，二者混合溶液呈中性，c（H⁺）=c（OH^-），則混合后不一定有：c（Cl^-）＞c（B⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故C錯誤；
D．溶液中存在電荷守恒，混合后的溶液中一定有c（B⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），故D正確；
故答案為：AD；
（3）①依據(jù)鹽溶液PH比較，Na₂CO₃溶液PH大于NaClO，大于NaHCO₃溶液PH，向NaClO溶液中通入少量CO₂的反應(yīng)生成次氯酸和碳酸氫鈉，反應(yīng)的離子方程式為：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-；
故答案為：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-；     
②酸的酸性越強，酸的電離程度越大，其酸根離子水解程度越小，相同濃度的鈉鹽溶液的pH越小，根據(jù)表中數(shù)據(jù)知，酸性最強的酸是醋酸，酸性最弱的酸是HCN；加水稀釋促進弱酸電離，相同濃度的不同酸稀釋相同的倍數(shù)，酸的酸性越弱，酸的PH變化越小，酸性最弱的酸是HCN，則pH變化最小的是HCN；
故答案為：A；     
③常溫下，等濃度的醋酸與醋酸鈉組成的混合溶液pH=6，c（H⁺）=10^-6mol/L，c（OH^-）=10^-8mol/L，
電荷守恒：，c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），溶液中物料守恒：c（CH₃COO^-）+c（CH₃COO^-）=2c（Na⁺），
則c（CH₃COO^-）-c（CH₃COOH）=2c（H⁺）-2c（OH^-）=2（10^-6-10^-8）mol/L=1.98×10^-6mol/L；
故答案為：1.98×10^-6mol/L；
（4）已知常溫下K_sp（AgCl）=1.0×10^-10，K_sp（CH₃COOAg）=9.0×10^-4．常溫下，CH₃COOAg若要在NaCl溶液中開始轉(zhuǎn)化為AgCl沉淀，醋酸銀溶度積計算c（Ag⁺）=

9.0×10-4

=3.0×10^-2mol/L，則NaCl的濃度必須不低于
c（Cl^-）=

1.0×10-10

3.0×10-2

=3.3×10^-9mol/L；
故答案為：3.3×10^-9mol/L．

點評：本題考查知識點全面，平衡計算、平衡的移動、離子濃度大小比較、溶度積常數(shù)計算等知識點，離子濃度大小比較常與鹽類水解、弱電解質(zhì)的電離聯(lián)合考查，確定離子濃度大小時要結(jié)合電荷守恒、物料守恒來分析解答，題目難度較大．