Question

運用相關原理，回答下列各小題：
（1）用0.01mol/LNaOH溶液滴定0.02mol/L的硫酸，中和后加蒸餾水稀釋至50mL，若滴定時終點判斷有誤差：
①多加了1滴NaOH溶液，②少加了1滴NaOH溶液（設1滴為0.05mL）則①和②溶液中c（OH^-）之比值是

 

．
（2）在配制Na₂S溶液時，為了防止發(fā)生水解，可以加入少量的

 

．
（3）已知NaHSO₄在水中的電離方程式NaHSO₄=Na⁺+H⁺+SO₄^2-．在NaHSO₄溶液中c（H⁺）

 

c（OH^-）+c（SO₄^2-）（填“＞”、“=”或“＜”下同）；用NaHSO₄與Ba（OH）₂溶液制取BaSO₄，若溶液中SO₄^2-完全沉淀，則反應后溶液的pH

 

7．
（4）將m mol/L的醋酸和n mol/L的NaOH溶液等體積混合后溶液的pH=7，則醋酸溶液中c（H⁺）

 

NaOH溶液中c（OH^-），m與n的大小關系是m

 

n．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算,鹽類水解的原理,中和滴定

專題：

分析：（1）①中c（OH^-）=

0.01mol/L×5×10-5

0.05L

=1×10^-5mol/L，②c（H⁺）=

0.02mol/L×2×5×10-5L

0.05L

=4×10^-5mol/L，溶液中c（OH^-）=

10-14

4×10-5

mol/L=2.5×10^-10mol/L，據(jù)此計算①和②溶液中c（OH^-）之比；
（2）Na₂S是強堿弱酸鹽，S^2-水解導致溶液呈堿性，可以加入少量堿液抑制其水解；
（3）溶液中存在電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+2c（SO₄^2-），根據(jù)物料守恒知c（Na⁺）=c（SO₄^2-），據(jù)此判斷c（H⁺）和[c（OH^-）+c（SO₄^2-）]的相對大小；
用NaHSO₄與Ba（OH）₂溶液制取BaSO₄，若溶液中SO₄^2-完全沉淀，二者以2：1反應，二者反應后生成硫酸鋇、水和NaOH，所以混合溶液中溶質是NaOH；
（4）CH₃COONa是強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，要使醋酸和NaOH混合溶液呈中性，則n（CH₃COOH）應該稍微大于n（NaOH），二者體積相等，則c（CH₃COOH）＞c（NaOH），醋酸是弱電解質，在水溶液中部分電離，NaOH是強電解質，在水溶液中完全電離．

解答： 解：（1）①中c（OH^-）=

0.01mol/L×5×10-5

0.05L

=1×10^-5mol/L，②c（H⁺）=

0.02mol/L×2×5×10-5L

0.05L

=4×10^-5mol/L，溶液中c（OH^-）=

10-14

4×10-5

mol/L=2.5×10^-10mol/L，據(jù)此計算①和②溶液中c（OH^-）之比=1×10^-5mol/L：2.5×10^-10mol/L=1：10^-4或10⁴：1，故答案為：1：10^-4或10⁴：1；
（2）Na₂S是強堿弱酸鹽，S^2-水解導致溶液呈堿性，可以加入少量堿液抑制其水解，為了不引進其它雜質，應該加入NaOH，故答案為：NaOH；
（3）溶液中存在電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+2c（SO₄^2-），根據(jù)物料守恒知c（Na⁺）=c（SO₄^2-），所以得c（H⁺）=[c（OH^-）+c（SO₄^2-）]；
用NaHSO₄與Ba（OH）₂溶液制取BaSO₄，若溶液中SO₄^2-完全沉淀，二者以2：1反應，二者反應后生成硫酸鋇、水和NaOH，所以混合溶液中溶質是NaOH，溶液呈堿性，則pH＞7，故答案為：=；＞；
（4）CH₃COONa是強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，要使醋酸和NaOH混合溶液呈中性，則n（CH₃COOH）應該稍微大于n（NaOH），二者體積相等，則c（CH₃COOH）＞c（NaOH），即m＞n；醋酸是弱電解質，在水溶液中部分電離，NaOH是強電解質，在水溶液中完全電離，所以醋酸溶液中c（H⁺）＜NaOH溶液中c（OH^-），
故答案為：＜；＞．

點評：本題考查酸堿混合溶液定性判斷、鹽類水解等知識點，側重考查分析計算能力，明確酸堿混合溶液中溶質及其性質是解本題關鍵，難點是判斷（3）混合溶液中的溶質，題目難度中等．