Question

18．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^-9 mol•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^-3 mol•L^-1的氨水b L；        ②c（OH^-）=1.0×10^-3 mol•L^-1的氨水c L；
③c（OH^-）=1.0×10^-3 mol•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⁺的能力大小順序為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NaHA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c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）．

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；

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，
故答案為：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^-）；

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．