Question

4．Ⅰ．常溫下，如果取0.2mol/LHA溶液與0.2mol/LNaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=8，試回答以下問題：
（1）混合溶液的pH=8的原因（用離子方程式表示）：A^-+H₂O?HA+OH^-．
（2）混合溶液中由水電離出的c（H⁺）大于0.1mol/LNaOH溶液中由水電離出的c（H⁺）．（選填“大于”、“小于”或“等于”）
（3）求出混合液中下列算式的精確計算結(jié)果（填具體數(shù)字）：c（Na⁺）-c（A^-）=9.9×10^-7mol/L．
（4）已知NH₄A溶液為中性，又知HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，試推斷（NH₄）₂CO₃溶液的pH大于7（選填“大于”、“小于”或“等于”）；
Ⅱ．相同條件下，有pH均為4的鹽酸、硫酸、醋酸三溶液，其物質(zhì)的量濃度依次為c₁、c₂、c₃，則c₁、c₂、c₃由大到小順序為c₃＞c₁＞c₂．
Ⅲ．已知海水中鎂離子濃度為1.8×10^-3mol/L，且K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，常溫下要使海水中鎂離子產(chǎn)生沉淀，溶液的pH最低應為10．

Answer 1

分析 I．（1）取0.1mol/L的HA溶液與0.1mol/L的NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），二者的物質(zhì)的量相同，恰好完全反應生成NaA，測得混合溶液的pH=8，說明NaA水解呈堿性；
（2）含有弱根離子的鹽能促進水電離，酸或堿能抑制水電離；
（3）根據(jù)電荷守恒和質(zhì)子守恒及pH分析；
（4）根據(jù)題意知，HA的酸性比碳酸強，NH₄A溶液為中性，說明銨根離子和該酸根離子水解程度相同，由此得知銨根離子水解程度小于碳酸根離子，所以（NH₄）₂CO₃中溶液呈堿性；
II．pH相等的三種酸，氫離子濃度相等，硫酸濃度是鹽酸的$\frac{1}{2}$，醋酸的濃度大于氫離子的濃度；
III．根據(jù)Ksp[Mg（OH）₂]=c（Mg²⁺）×c²（OH^-），結(jié)合已知離子濃度計算．

解答 解：I．（1）等物質(zhì)的量的一元酸和一元堿恰好反應生成鹽和水，生成的鹽溶液呈堿性說明該酸是弱酸，生成的鹽能水解導致溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，溶液的pH值大于7，水解方程式為：A^-+H₂O?HA+OH^-，
故答案為：A^-+H₂O?HA+OH^-；
（2）該鹽含有弱根離子能促進水電離，氫氧化鈉是強堿能抑制水電離，所以混合溶液中由水電離出的c（H⁺）大于0.1mol•L^-1NaOH溶液中由水電離出的c（H⁺），
故答案為：大于；
（3）由電荷守恒可知，c（Na⁺）-c（A^-）=c（OH^-）-c（H⁺）=10^-6-10^-8=9.9×10^-7mol/L，
故答案為：9.9×10^-7；
（4）將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA的酸性比碳酸的強，NH₄A溶液為中性，說明相同條件下，氨水和HA的電離程度相同，所以（NH₄）₂CO₃中銨根離子的水解程度小于碳酸根離子的水解程度，溶液顯堿性，即溶液的pH大于7；
故答案為：大于；
II．鹽酸是一元強酸完全電離，硫酸是二元強酸完全電離，醋酸是弱酸部分電離，[H⁺]相同時，醋酸濃度最大，硫酸的濃度最小，所以物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是c₃＞c₁＞c₂，
故答案為：c₃＞c₁＞c₂；
III．（3）已知某地海水中的鎂離子的濃度為1.8×10^-3 mol•L^-1，則c²（OH^-）=$\frac{{K}_{sp}[Mg（OH）_{2}]}{c（M{g}^{2+}）}$，
則c（OH^-）=$\sqrt{\frac{1.8×1{0}^{-11}}{1.8×1{0}^{-3}}}$=1.0×10^-4 mol•L^-1，
則c（H⁺）=1.0×10^-10mol•L^-1，所以pH=10；
故答案為：10．

點評 本題考查了弱電解質(zhì)的電離、酸堿混合溶液定性判斷、溶度積常數(shù)的有關(guān)計算等知識點，根據(jù)弱電解質(zhì)電離特點及酸堿中和反應來分析解答，明確物質(zhì)的性質(zhì)是解本題關(guān)鍵，再結(jié)合基本概念、pH的計算、物料守恒等知識點分析，題目難度中等．