Question

5．某溫度下，水的離子積K_w=l×10^-13．有酸溶液A，pH=a；堿溶液B，pH=b．為測定A、B混合后溶液導電性的變化以及探究A、B的相關性質，某同學設計了如圖所示的實驗裝置．
（1）實驗時，燒杯中應盛A（選A或B）溶液．
（2）若A為一元強酸，B為一元強堿，且a+b=13．該同學在燒杯中先加入其中一種溶液，閉合開關K，測得燒杯中燈泡的亮度為10（假設亮度由暗到亮表示為1、2、3、…10、11、12、…20）．斷開開關K，將滴定管中的溶液逐滴加入到燒杯中．當從滴定管滴入燒杯中的溶液體積和燒杯中盛有的溶液體積相等時，停止滴加溶液并閉合開關K，此時燈泡G的亮度約為5，原因是反應后燒杯中自由離子的濃度約為原溶液的一半．燒杯中得到的溶液pH=6.5．
（3）若A為強酸，B為強堿，且a+b=13．斷開開關K，將滴定管中的溶液逐滴加入到燒杯中．當測得燒杯中溶液pH和“（2）”中最后得到的溶液pH相同時，停止滴加溶液．此時燒杯中的溶液中陽離子濃度大于陰離子濃度，原因可能是A為多元強酸．
（4）若A的化學式為HR，B的化學式為MOH，且a+b=13，兩者等體積混合后溶液顯堿性．則混合溶液中必定有一種離子能發(fā)生水解，該水解反應的離子方程式為M⁺+H₂O?MOH+H⁺．此時燒杯中的混合溶液中，微粒濃度大小關系一定正確的是④⑤（填序號）．
①c（MOH）＞c（M⁺）＞C（R^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
②c（HR）＞c（M⁺）＞c（R^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
③c（R^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
④c（M⁺）＞c（R^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
⑤c（M⁺）+c（H⁺）=c（R^-）+c（OH^-）
⑥c（MOH）=c（H⁺）-c（OH^-）

Answer 1

分析 （1）根據根據圖示中滴定管構造可知，該滴定管為酸式滴定管，則滴定管中盛放的為酸，即A溶液；
（2）根據該溫度下的水的離子積判斷兩溶液反應后溶液酸堿性及溶液中離子濃度大小，從而判斷溶液導電性大��；根據水的離子積計算出中性溶液中氫離子濃度，再計算出溶液的pH；
（3）根據電荷守恒判斷溶液中陽離子濃度大于陰離子濃度原因；
（4）若A的化學式為HR，B的化學式為MOH，且a+b=14，兩者等體積混合后溶液顯堿性．說明堿是弱堿；從鹽類的水解以及電荷守恒角度分析，注意兩者等體積混合后溶液顯堿性的信息．

解答 解：（1）根據圖示中滴定管構造可知，該滴定管為酸式滴定管，則滴定管中盛放的為酸，即A溶液，故答案為：A；
（2）該溫度下，水的離子積K_w=l×10^-13，a+b=13的一元強酸和一元強堿等體積混合，溶液呈中性，反應后的溶液為鹽溶液，由于體積變成原先的2倍，離子濃度則變?yōu)樵�先�?\frac{1}{2}$，所以溶液的導電性為5；根據水的離子積可知，該溫度下，中性溶液中氫離子濃度為：l×10^-6.5mol/L，溶液的pH=6.5，
故答案為：5；反應后燒杯中自由離子的濃度約為原溶液的一半；6.5；
（3）當溶液呈中性時，有電荷守恒可知，溶液中陽離子所帶電荷總濃度應該等于陰離子所帶負電荷總濃度，而現在陽離子濃度大于陰離子濃度，可知1個陰離子所帶電荷大于1個陽離子所帶電荷，即A為多元強酸，
故答案為：A為多元強酸；
（4）若A的化學式為HR，B的化學式為MOH，且a+b=14，兩者等體積混合后溶液顯堿性．說明堿是弱堿存在電離平衡，則混合溶液中必定是M⁺離子能發(fā)生水解，反應的離子方程式為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺；
易判斷⑤是正確的電荷守恒關系式，由于溶液呈堿性，故c（OH^-）＞c（H⁺），排除①、③，
根據c（OH^-）＞c（H⁺）和c（M⁺）+c（H⁺）=c（R^-）+c（OH^-）可得c（M⁺）＞c（R^-），
由于OH^-和H⁺均來自于弱電解質的電離，其濃度應該很小，故c（M⁺）＞c（R^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），即④正確．若HR是強酸，此時溶液中不再有HR分子，此時②即是錯誤的，由于混合溶液中MOH有大量剩余，即c（MOH）＞0，若⑥正確，則c（H⁺）＞c（OH^-），這與題意“溶液呈堿性”不符，故⑥是錯誤的，
故答案為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺；④⑤．

點評 本題考查了影響溶液導電性因素、強弱電解質的判斷，題目難度較大，注意掌握影響溶液導電性因素，易錯點為（4），注意溶液離子濃度大小比較的方法，尤其注意解答該題須知：①25℃時，pH之和為14的酸、堿溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性（原因是：二者反應后，弱者有大量剩余，所以弱者電離顯性）．