Question

7．鹽酸、醋酸和氨水是中學化學中常見的三種物質．某校實驗小組利用濃鹽酸、冰醋酸和濃氨水分別配制了濃度均為0.1mol•L^-1的三種溶液各100mL并進行相關實驗
據此回答下列問題：
（1）配制上述三種溶液的過程中會用到的玻璃儀器有量筒、燒杯、玻璃棒，以及膠頭滴管、100mL容量瓶．
（2）25℃時，利用pH試紙測得0.1mol•L^-l醋酸溶液的pH約為3，則可以估算出醋酸的電離常數約為10^-5；向10mL此溶液中加入少量冰醋酸，忽略溶解過程中溶液溫度和體積的微小變化，溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$的值將減小（填“增大”、“減小”或“無法確定”）
（3）將濃度均為0.1mo1•L^-1的鹽酸和氨水等體積混合，所得混合溶液中所有離子的物質的量濃度由大到小的順序為：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；25℃時，用pH計測得此混合溶液的pH為a，則混合溶液中c（NH₄⁺）=0.05+10^a-14-10^-amo1•L^-1（用含a的代數式表示，混合過程中溶液體積的微小變化忽略不計）．

Answer 1

分析 （1）根據配制步驟是計算、稱量、溶解、冷卻、移液、洗滌、定容、搖勻、裝瓶來分析需要的儀器；
（2）弱電解質存在電離平衡，CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，常數Ka=$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）×c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH]）}$，醋酸溶液的pH約為3，氫離子和醋酸根離子濃度為10^-3mol/L，溶液中醋酸溶質濃度近似為0.1mol/L，代入計算得到平衡常數，向10mL此溶液中加入少量冰醋酸，溶解后醋酸溶液濃度增大，醋酸電離程度減��；
（3）①將濃度均為0.1mol•L^-1的鹽酸和氨水等體積混合恰好反應生成氯化銨溶液，氯化銨溶液水解顯酸性；
②依據溶液中電荷守恒計算．

解答 解：（1）由于實驗室無450mL容量瓶，故應選擇500mL的容量瓶，根據配制步驟是計算、稱量、溶解、冷卻、移液、洗滌、定容、搖勻、裝瓶可知所需的儀器為燒杯、玻璃棒、托盤天平、100mL容量瓶和膠頭滴管，
故答案為：膠頭滴管、100mL容量瓶；
（2）25℃時，利用pH試紙測得0.1mol•L^-1醋酸溶液的pH約為3，弱電解質存在電離平衡，CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，常數Ka=C$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）×c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH]）}$，醋酸溶液的pH約為3，氫離子和醋酸根離子濃度為10^-3mol/L，溶液中醋酸溶質濃度近似為0.1mol/L，則可以估算出醋酸的電離常數約為$\frac{1{0}^{-3}mol/L×1{0}^{-3}mol/L}{0.1mol/L}$=10^-5mol/L，
向10mL此溶液中加入少量冰醋酸，溶解后醋酸溶液濃度增大，醋酸電離程度減小，$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$比值減小，
故答案為：10^-5 mol•L^-1；減小；
（3）①將濃度均為0.1mol•L^-1的鹽酸和氨水等體積混合恰好反應生成氯化銨溶液，銨根離子水解溶液顯酸性，溶液中離子濃度大小為：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
②25℃時，使用pH計測得此混合溶液的pH為a，溶液中存在電荷守恒c（Cl^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）-c（H⁺）=0.05+$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-a}}$-10^-a=0.05+10^a-14-10^-a ，
故答案為：0.05+10^a-14-10^-a．

點評 本題考查了溶液配制，弱電解質電離平衡影響因素和電離平衡常數的計算，電解質溶液中離子濃度大小比較、鹽類水解的應用，題目難度中等，側重于考查學生的分析能力和計算能力．