Question

3．（1）某二元酸（化學(xué)式用H₂B表示）在水中的電離方程式是H₂B=H⁺+HB^-；HB^-?H⁺+B^2-．Na₂B溶液顯堿性（填“酸性”“中性”或“堿性”）；已知0.1mol/L NaHB溶液的pH=2，則0.1mol/L H₂B溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度可能是＜0.11mol/L（填“＜”、“＞”、“=”）理由是：0.1mol•L^-1NaHB溶液的pH=2，說明其中c（H⁺）=0.01mol•L^-1，主要是HB^-電離產(chǎn)生的，在H₂B溶液中，第一步電離產(chǎn)生的H⁺抑制了第二步的電離，所以0.1mol•L^-1H₂B溶液中c（H⁺）＜0.11mol•L^-1；
（2）某溫度時(shí)，水的離子積為K_w=1×10^-12，將pH=11的苛性鈉溶液V₁L與pH=1的稀硫酸V₂L混合設(shè)混合后溶液的體積為原兩溶液體積之和），所得混合溶液的pH=2，則V₁：V₂=9：1；
（3）25℃時(shí)，將amol/L的氨水與0.01mol/L的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則反應(yīng)后溶液中溶質(zhì)為NH₄Cl和NH₃•H₂O；用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$．
（4）已知CH₃COOH酸性強(qiáng)于HCN，一定溫度下，等體積、等物質(zhì)的量濃度為CH₃COONa和NaCN兩溶液中陰離子的總物質(zhì)的量分別為n₁和n₂，則n₁和n₂的關(guān)系為n₁＞n₂（填“＞”、“＜”或“=”）．

Answer 1

分析 （1）由HA^-?H⁺+A^2-可知，Na₂A為強(qiáng)堿弱酸鹽；0.1mol•L^-1H₂A溶液，H₂A═H⁺+HA^-，電離出0.1mol/LH⁺，0.1mol•L^-1NaHA溶液的pH=2，則由HA^-?H⁺+A^2-可知，電離出0.01mol/LH⁺，但第一步電離生成的H⁺抑制了HA^-的電離；
（2）該溫度下水的離子積為1×10^-12，據(jù)此計(jì)算出pH=11、pH=2、pH=2的溶液中氫氧根離子、氫離子濃度，然后列式計(jì)算即可．
（3）在25℃下，平衡時(shí)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根據(jù)物料守恒得c（NH₃•H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根據(jù)電荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液呈中性，NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$；
（4）向等體積純水中分別加入等物質(zhì)的量的CH₃COONa和NaCN，NaCN水解程度比大CH₃COONa，結(jié)合溶液電中性原則分析．

解答 解：（1）由HA^-?H⁺+A^2-可知，Na₂A為強(qiáng)堿弱酸鹽，A^2-水解的離子反應(yīng)為：A^2-+H₂O?HA^-+OH^-，導(dǎo)致溶液顯示堿性；
0.1mol•L^-1H₂A溶液，H₂A═H⁺+HA^-，電離出0.1mol/LH⁺，0.1mol•L^-1NaHA溶液的pH=2，則由HA^-?H⁺+A^2-可知，電離出0.01mol/LH⁺，但第一步電離生成的H⁺抑制了HA^-的電離，所以溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度小于0.1mol/L+0.01mol/L=0.11mol/L，
故答案為：堿性；＜；0.1 mol•L^-1NaHB 溶液的pH=2，說明其中c（H⁺）=0.01 mol•L^-1，主要是HB^-電離產(chǎn)生的，在H₂B溶液中，第一步電離產(chǎn)生的H⁺抑制了第二步的電離，所以0.1mol•L^-1 H₂B 溶液中c（H⁺）＜0.11 mol•L^-1；
（2）該溫度下水的離子積為K_w=1×10^-12，將pH=11的苛性鈉中氫氧根離子濃度為：c（OH^-）=$\frac{1×1{0}^{-12}}{1×1{0}^{-11}}$mol/L=0.1mol/L，pH=1的稀硫酸中氫離子濃度為0.1mol/L，
pH=2的溶液中氫離子濃度為0.01mol/L，則混合液中滿足：0.1mol/L×V₂-0.1mol/L×V₁=0.01mol/L×（V₁+V₂），
整理可得：V₁：V₂=9：11，
故答案為：9：11；
（3）反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則溶質(zhì)為NH₄Cl 和NH₃•H₂O；
平衡時(shí)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根據(jù)物料守恒得c（NH₃•H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根據(jù)電荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液呈中性，NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-7}×0.005}{0.5a-0.005}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$，
故答案為：NH₄Cl 和NH₃•H₂O；$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$；
（4）HCN的酸性比CH₃COOH的酸性弱，由越弱越水解知，醋酸鈉的水解程度小于氫氰酸鈉的水解程度，CN^-+H₂O?HCN+OH^-，CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-，CH₃COONa溶液中c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），NaCN溶液中c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-），鈉離子的濃度不變且相等，CN^-的水解程度較大，溶液中OH^-的濃度較大，H⁺的濃度較小，故陽(yáng)離子的濃度之和較小，則CH₃COONa溶液中陰離子的總物質(zhì)的量大于NaCN，即：n₁＞n₂，
故答案為：＞．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了離子濃度大小比較、溶解酸堿性與溶液pH的計(jì)算，題目難度中等，明確溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系為解答關(guān)鍵，注意掌握電荷守恒、物料守恒的含義及應(yīng)用方法，試題培養(yǎng)了學(xué)生的分析能力及靈活應(yīng)用能力．