Question

4．按要求填寫下列問題：
（1）某些共價(jià)化合物（如H₂O、NH₃、N₂O₄等）在液態(tài)時(shí)會(huì)發(fā)生微弱的電離，如：2H₂O?H₃O⁺+OH^-，則液態(tài)NH₃電離的方程式是2NH₃?NH₄⁺+NH₂^-
（2）某溫度（t℃）時(shí)，測(cè)得0.01mol/L的NaOH溶液的pH=11，則該溫度下水的K_W=1.0×10^-13，在此溫度下，將pH=a的H₂SO₄溶液V_a L與pH=b的NaOH溶液V_b L混合，若所得混合液為中性，且a+b=12，則V_a：V_b=1：10
（3）25℃時(shí)，0.1mol/L的HA溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=10¹⁰．請(qǐng)回答下列問題：
①HA是弱電解質(zhì)（填“強(qiáng)電解質(zhì)”或“弱電解質(zhì)”）．
②在加水稀釋HA溶液的過程中，隨著水量的增加而增大的是D（填字母）
A．c（HA）     B．$\frac{c（{H}^{+}）×c（{A}^{-}）}{c（HA）}$     C．c（H⁺）與c（OH^-）的乘積      D．c（OH^-）

Answer 1

分析 （1）依據(jù)2H₂O?OH^-+H₃O⁺，類推結(jié)合題干信息寫出液態(tài)NH₃電離方程式；
（2）依據(jù)溶液中氫氧根離子濃度為為0.01mol/L，溶液的pH為11，溶液中氫離子濃度為10^-11mol/L，結(jié)合離子積概念Kw=c（H⁺）．c（OH^-）計(jì)算；依據(jù)計(jì)算出的離子積，依據(jù)酸堿反應(yīng)定量關(guān)系分析判斷；
（3）25℃時(shí)，0.1mol/L的HA溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=10¹⁰，則c（H⁺）=1.0×10^-2mol/L，c（OH^-）=1.0×10^-12mol/L，說明HA是弱酸，加水稀釋HA溶液，促進(jìn)HA電離平衡正向移動(dòng)，水的離子積常數(shù)只受溫度影響，據(jù)此分析．

解答 解：（1）依據(jù)2H₂O?OH^-+H₃O⁺，可知液體氨氣部分電離出銨根離子和氨基負(fù)離子，電離方程式：2NH₃?NH₄⁺+NH₂^-，
故答案為：2NH₃?NH₄⁺+NH₂^-；
（2）溶液中氫氧根離子濃度為為0.01mol/L，溶液的pH為11，溶液中氫離子濃度為10^-11mol/L，該溫度下水的離子積K_w=0.01mol/L×10^-11mol/L=1.0×10^-13；在此溫度下，將pH=a的H₂SO₄溶液V_a L與pH=b的NaOH溶液V_b L混合，若所得混合液為中性，說明氫氧根離子和氫離子恰好反應(yīng)，V_a L×10^-amol/L=V_b L×$\frac{1.0×1{0}^{-13}}{1{0}^{-b}}$mol/L，V_a：V_b=1：10^13-a-b；
且a+b=12，解得V_a：V_b=1：10，
故答案為：1.0×10^-13；1：10；
（3）①25℃時(shí)，0.1mol/L的HA溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=10¹⁰，則c（H⁺）=1.0×10^-2mol/L，c（OH^-）=1.0×10^-12mol/L，說明HA是弱酸，
故答案為：弱電解質(zhì)；
②A．n（H⁺）和n（A^-）增大，n（HA）減小，V變大，c（HA）減小，故A錯(cuò)誤；
 B．在加水稀釋HA溶液的過程中，n（H⁺）和n（A^-）增大，n（HA）減小，V變大，$\frac{c（{H}^{+}）×c（{A}^{-}）}{c（HA）}$ 減小，故B錯(cuò)誤；
C．水的離子積常數(shù)只受溫度影響，c（H⁺）與c（OH^-）的乘積不變，故C錯(cuò)誤；
D．弱酸HA加水稀釋，溶液酸性減弱，氫離子濃度減小，氫氧根離子濃度增大，故D正確；
故答案為：D．

點(diǎn)評(píng) 本題考查酸堿混合的計(jì)算、弱電解質(zhì)判斷、弱酸加水稀釋時(shí)離子濃度的變化，明確該溫度下的Kw及pH與濃度的換算是解答本題的關(guān)鍵，注意酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，題目難度中等．