Question

水溶液是中學化學的重點研究對象．
（1）水是極弱的電解質，也是最重要的溶劑．常溫下某電解質溶解在水中后，溶液中的c（H⁺）=10^-9mol?L^-1，則該電解質可能是

CD

（填序號）．
A． CuSO₄      B． HCl        C． Na₂S      D．NaOH   E．K₂SO₄
（2）已知次氯酸是比碳酸還弱的酸，要使新制稀氯水中的c（HClO）增大，可以采取的措施為（至少回答兩種）

再通入氯氣、加入碳酸鹽、加入次氯酸鈉

．
（3）常溫下，將pH=3的鹽酸a L分別與下列三種溶液混合，結果溶液均呈中性．
①濃度為1.0×10^-3mol?L^-1的氨水b L；②c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氨水c  L；③c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氫氧化鋇溶液d L．則a、b、c、d之間的關系是：

b＞a=d＞c

．
（4）強酸制弱酸是水溶液中的重要經(jīng)驗規(guī)律．
①已知HA、H₂B是兩種弱酸，存在以下關系：H₂B（少量）+2A^-=B^2-+2HA，則A^-、B^2-、HB^-三種陰離子結合H⁺的難易順序為

A^-＞B^2-＞HB^-

．
②某同學將H₂S通入CuSO₄溶液中發(fā)現(xiàn)生成黑色沉淀，查閱資料并在老師的指導下寫出了化學方程式：H₂S+CuSO₄=CuS↓+H₂SO₄，但這位同學陷入了困惑：這不成了弱酸制取強酸了嗎？請你幫助解釋

銅離子和硫化氫只所以能生成硫化銅沉淀，是因為硫化銅既難溶于水又難溶于酸

．
（5）已知：H₂A═H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-，常溫下，0.1mol?L^-1的NaH A溶液其pH=2，則0.1mol?L^-1的H₂A溶液中氫離子濃度的大小范圍是：

0.1mol/L＜c（H⁺）＜0.11mol/L

；NaHA溶液中各種離子濃度大小關系為

c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）

．
（6）己知：Ksp（AgCl）=1.8×10^-10mol?L^-1，向50mL 0.018mol?L^-1的AgNO₃溶液中加入相同體積0.020mol?L^-1的鹽酸，則c（Ag⁺）=

1.8×10^-7mol/L

，此時所得混合溶液的pH=

2

．

Answer 1

分析：（1）常溫下，純水中c（H⁺）=10^-7mol?L^-1，加入某物質后，溶液中c（H⁺）=10^-9mol?L^-1，說明溶液呈堿性，則加入的物質的水溶液呈堿性；
（2）氯水中存在的平衡是Cl₂+H₂O?H⁺+Cl^-+HClO、HClO?H⁺+ClO^-，要使c（HClO）增大，加入某些物質使Cl₂+H₂O?H⁺+Cl^-+HClO的平衡向正反應方向移動或使HClO?H⁺+ClO^-的平衡向逆反應方向移動；
（3）一水合氨為弱電解質，不能完全電離，pH相同時，氨水濃度最大；
（4）①根據(jù)反應H₂B（少量）+2A^-=B^2-+2HA，可知，HA酸性小于H₂B，HA酸性最弱，酸性越弱，對應的酸根離子得H⁺能力越強；
②銅離子和硫化氫只所以能生成硫化銅沉淀，硫化銅既難溶于水又難溶于酸；
（5）H₂A=H⁺+HA^-，HA^-?H⁺+A^2-可知，第一步完全電離，第二步不完全電離，結合0.1mol?L^-1NaHA溶液的pH=2確定0.1mol?L^-1的H₂A溶液中氫離子濃度的大小范圍，0.1mol?L^-1NaHA溶液的pH=2，則HA^-的電離大于其水解，再結合水解、電離的相關知識來解答；
（6）根據(jù)混合溶液中氯離子的濃度結合溶度積常數(shù)計算銀離子濃度，根據(jù)氫離子濃度計算溶液的pH．

解答：解：（1）常溫下，純水中c（H⁺）=10^-7mol?L^-1，加入某物質后，溶液中c（H⁺）=10^-9mol?L^-1，說明溶液呈堿性，則加入的物質是堿或強堿弱酸鹽，故選CD；
（2）氯水中存在的平衡是Cl₂+H₂O?H⁺+Cl^-+HClO、HClO?H⁺+ClO^-，要使c（HClO）增大，加入某些物質使Cl₂+H₂O?H⁺+Cl^-+HClO的平衡向正反應方向移動或使HClO?H⁺+ClO^-的平衡向逆反應方向移動，所以可以通入氯氣或加入碳酸鹽或加入次氯酸鹽，故答案為：再通入氯氣、加入碳酸鹽、加入次氯酸鈉；
（3）一水合氨為弱電解質，不能完全電離，與鹽酸反應至中性時，氨水應稍過量，則b＞a，c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氨水，一水合氨濃度遠大于1.0×10^-3mol．L^-l的氨水，反應至中性時，a＞c，氫氧化鋇為強堿，與鹽酸完全中和時，a=d，則b＞a=d＞c，故答案為：b＞a=d＞c；
（4）①據(jù)反應H₂B（少量）+2A^-=B^2-+2HA，可知，HA酸性小于H₂B，HA酸性最弱，酸性越弱，對應的酸根離子得H⁺能力越強，沒有HB^-生成，說明得電子能力A^-大于HB^-，則得電子能力順序為A^-＞B^2-＞HB^-，故答案為：A^-＞B^2-＞HB^-；
②銅離子和硫化氫只所以能生成硫化銅沉淀，硫化銅既難溶于水又難溶于酸，所以硫化氫和硫酸銅能反應；
故答案為：銅離子和硫化氫只所以能生成硫化銅沉淀，是因為硫化銅既難溶于水又難溶于酸；
（5）H₂A=H⁺+HA^-，HA^-?H⁺+A^2-可知，第一步完全電離，第二步不完全電離，0.1mol?L^-1的H₂A溶液中H₂A第一步電離出氫離子濃度是0.1mol/L，0.1mol?L^-1的NaH A溶液其pH=2，說明HA^-電離比水解多出0.01mol/L，HA^-的電離較微弱，所以電離出氫離子濃度小于0.01mol/L，則0.1mol?L^-1的H₂A溶液中氫離子濃度的大小范圍是0.1mol/L＜c（H⁺）＜0.11mol/L，NaHA溶液中HA^-的電離大于其水解，則離子濃度的關系是c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-），
故答案為：0.1mol/L＜c（H⁺）＜0.11mol/L，c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）；
（6）鹽酸和硝酸銀反應的物質的量之比是1：1，n（AgNO₃）=0.05L×0.018mol?L^-1=9×10^-4 mol，n（HCl）=0.05L×0.020mol?L^-1=1×10^-3 mol，n（AgNO₃）＜n（HCl），所以鹽酸剩余，混合溶液中C（Cl^-）=c（HCl）=

1×10 -3mol-9×10-4mol

0.1L

=10^-3 mol/L，c（Ag⁺）=

Ksp

C(Cl-)

=

1.8×10-10

1×10-3

mol/L=1.8×10^-7 mol/L，c（H⁺）=0.01mol/L，pH=2；
故答案為：1.8×10^-7mol/L；2．

點評：本題考查較為綜合，題目難度較大，注意（4）①中比較陰離子結合H⁺的難易的順序，酸的酸性越弱，其陰離子越溶液結合氫離子，為易錯點．