Question

（1）在溫度t℃時，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-9 mol/L在此溫度下pH均為4的鹽酸和（NH₄）₂SO₄溶液中由水電離出的c（H⁺）之比為

 

．
（2）將標準狀況下的4.48L氨氣完全溶解在含0.1mol HCl的水溶液中形成1L溶液，所得溶液pH=9，其中離子濃度由大到小的順序是

 

．
無論氨水與鹽酸以何種比例混合，溶液中始終存在的等量關系是：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=

 

．
（3）常溫下，pH=10的強堿AOH和pH=4的酸H_nB等體積混合后溶液顯酸性，生成的鹽化學式為

 

．AOH與H_nB完全中和所得溶液呈堿性，其原因用離子方程式表示為

 

．

Answer 1

考點：pH的簡單計算,離子濃度大小的比較

專題：

分析：（1）在溫度t℃時，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-9 mol/L，離子積Kw=10^-3mol/L×10^-9 mol/L=10^-12，此溫度下pH均為4的鹽酸溶液中依據(jù)離子積常數(shù)計算水電離出的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度=10^-8mol，（NH₄）₂SO₄溶液中由水電離出的c（H⁺）=10^-4mol/L；
（2）標準狀況下的4.48L氨氣的物質(zhì)的量為0.2mol，與0.1mol HCl反應后氨氣過量，所得溶液中含0.1molNH₃?H₂O和0.1molNH₄Cl，根據(jù)pH=9，溶液呈堿性，來對離子濃度進行排序；無論氨水與鹽酸以何種比例混合，溶液中始終存在H⁺、OH^-、NH₄⁺和Cl^-，根據(jù)電荷守恒列式；
（3）常溫下，pH=10的強堿AOH和pH=4的酸H_nB等體積混合后溶液顯酸性，溶液呈酸性，證明H_nB為弱酸，恰好反應生成的是強堿弱酸鹽，酸根離子水解溶液成堿性；

解答： 解：（1）在溫度t℃時，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-9 mol/L，離子積Kw=10^-3mol/L×10^-9 mol/L=10^-12，此溫度下pH均為4的鹽酸溶液中依據(jù)離子積常數(shù)計算水電離出的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度=10^-8mol/L，（NH₄）₂SO₄溶液中由水電離出的c（H⁺）=10^-4mol/L，此溫度下pH均為4的鹽酸和（NH₄）₂SO₄溶液中由水電離出的c（H⁺）之比=10^-8mol/L：10^-4mol/L=10^-4，
故答案為：1：10⁴；
（2）標準狀況下的4.48L氨氣的物質(zhì)的量為0.2mol，與0.1mol HCl反應后氨氣過量，所得溶液中含0.1molNH₃?H₂O和0.1molNH₄Cl，根據(jù)pH=9，溶液呈堿性，C（OH^-）=10^-5mol/L＞c（H⁺）=10^-9mol/L，即NH₃?H₂O的電離程度大于NH₄⁺的水解程度：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-，NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺，故溶液中的C（Cl^-）=0.1mol/L，C（NH₄⁺）＞0.1mol/L，故離子濃度的大小順序為：C（NH₄⁺）＞C（Cl^-）＞C（OH^-）＞c（H⁺）；無論氨水與鹽酸以何種比例混合，溶液中始終存在H⁺、OH^-、NH₄⁺和Cl^-，根據(jù)電荷守恒列式可有：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=C（Cl^-）+C（OH^-），
故答案為：C（NH₄⁺）＞C（Cl^-）＞C（OH^-）＞c（H⁺）；C（Cl^-）+C（OH^-）；
（3）常溫下，pH=10的強堿AOH和pH=4的酸H_nB等體積混合后溶液顯酸性，說明溶液呈酸性，證明H_nB為弱酸，恰好反應生成的是強堿弱酸鹽，生成的鹽化學式AnB，酸根離子水解溶液成堿性，離子方程式為B^n-+H₂O?B^（n-1）-+OH^-；
故答案為：A_nB；B^n-+H₂O?B^（n-1）-+OH^-；

點評：本題考查有關電解質(zhì)電離的簡單計算，以及鹽的水解，注意弱電解質(zhì)的電離特點及堿溶液中氫離子和pH計算方法，題目難度中等．