Question

酸、堿、鹽在水溶液中的反應是中學化學研究的主題．
（1）0.4mol/L的NaOH溶液與0.2mol/L HnA溶液等體積混合后pH=10，則HnA是

 

（①一元強酸  ②一元弱酸  ③二元強酸  ④二元弱酸），理由是

 

．
（2）將pH相同的NH₄Cl溶液和HCl溶液稀釋相同的倍數(shù)，則下面圖象正確的是

 

（填圖象符號）

（3）已知PbI₂的Ksp=7.0×10^-9，將1.0×10^-2mol/L的KI與Pb（NO₃）₂溶液等體積混合，則生成PbI₂沉淀所需Pb（NO₃）₂溶液的最小濃度為

 

．
（4）在25℃下，將a mol/L的氨水與0.1mol/L的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則溶液顯

 

性（填“酸”“堿”或“中”）；用含a的代數(shù)式表示NH₃?H₂O的電離常數(shù)Kb=

 

．
（5）等體積的pH均為4的鹽酸與NH₄Cl溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量前者與后者的比值為

 

．
（6）已知KBiO₃+MnSO₄+H₂SO₄→Bi₂（SO₄）₃+KMnO₄+H₂O+K₂SO₄（未配平），利用上述化學反應設計成如圖所示原電池，其鹽橋中裝有飽和K₂SO₄溶液．

①電池工作時，鹽橋中的K⁺移向

 

（填“甲”或“乙”燒杯）
②甲燒杯中發(fā)生反應的電極方程式為

 

．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算,原電池和電解池的工作原理,鹽類水解的原理,難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的本質

專題：

分析：（1）根據(jù)混合液pH=10可知，混合液為堿性，然后分別討論得出該酸為二元弱酸；
（2）pH相同的NH₄Cl溶液和HCl溶液稀釋相同的倍數(shù)，氯化銨溶液的pH變化較小，氯化氫溶液的pH變化較大，據(jù)此判斷；
（3）將1.0×10^-2 mol/L的KI與Pb（NO₃）₂溶液等體積混合，c（I^-）=0.5×10^-2 mol/L，如生成沉淀，應滿足c²（I^-）×c（Pb²⁺）≥7.0×10^-9，以此計算；
（4）25℃時，混合溶液呈存在電荷守恒c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），因為存在c（NH₄⁺）=c（Cl^-），所以c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，所以c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7 mol/L，混合后溶液體積增大一倍，所以溶液中c（Cl^-）=0.05mol/L，c（NH₃?H₂O）=0.5amol/L-c（NH₄⁺）=0.5amol/L-0.05mol/L，K_b=

c(NH4+)?c(OH-)

c(NH3?H2O)

；
（5）鹽酸中的氫氧根離子是水電離的，氯化銨中的氫離子是水電離的，據(jù)此進行計算；
（6）根據(jù)反應KBiO₃+MnSO₄+H₂SO₄→Bi₂（SO₄）₃+KMnO₄+H₂O+K₂SO₄中化合價變化及原電池工作原理判斷電流方向，根據(jù)圖示甲燒杯中的溶質形成其電極方程式．

解答： 解：（1）混合液的pH=10，說明反應后溶液顯堿性，設兩種溶液都是1L，反應之前氫氧根離子的物質的量為0.4mol，如果HnA是二元強酸，則反應前氫離子的物質的量為0.4mol，氫離子和氫氧根離子完全反應，反應后溶液為中性；如果HnA是一元強酸，反應前氫離子的物質的量為0.2mol，混合液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，反應后溶液的pH=13，若為由于弱酸，則溶液的pH＞13，故HA為二元弱酸，
故答案為：④；生成正鹽水解顯堿性；
（2）pH相同的NH₄Cl溶液和HCl溶液稀釋相同的倍數(shù)，氯化銨溶液中銨根離子水解導致溶液顯示酸性，稀釋后銨根離子水解程度增大，溶液中氫離子的物質的量增大，而氯化氫為強電解質，稀釋過程中氫離子濃度減小，所以稀釋后兩溶液的pH都增大，且氯化氫溶液的pH變化較大，通過觀察圖象可知，正確的選項為B，
故答案為：B；
（3）將1.0×10^-2 mol/L的KI與Pb（NO₃）₂溶液等體積混合，c（I^-）=0.5×10^-2 mol/L，
如生成沉淀，應滿足c²（I^-）×c（Pb²⁺）≥7.0×10^-9，
則c（Pb²⁺）≥

7.0×10-9

(0.5×10-2)2

mol/L=2.8×10^-4mol/L，
則所需Pb（NO₃）₂溶液的最小濃度為：2×2.8×10^-4mol/L=5.6×10^-4mol/L，
故答案為：5.6×10^-4mol/L；
（4）25℃時，混合溶液呈存在電荷守恒c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），因為存在c（NH₄⁺）=c（Cl^-），所以c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，所以c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7 mol/L，混合后溶液體積增大一倍，所以溶液中c（Cl^-）=0.05mol/L，c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.05mol/L，c（NH₃?H₂O）=0.5amol/L-c（NH₄⁺）=0.5amol/L-0.005mol/L，K_b=

c(NH4+)?c(OH-)

c(NH3?H2O)

=

0.05×10-7

0.5a-0.05

mol/L=

10-8

a-0.1

mol/L，
故答案為：中性；

10-8

a-0.1

mol/L；
（5）等體積的pH均為4的鹽酸中氫離子濃度抑制了水的電離，則鹽酸中氫氧根離子是水電離的，則水電離的氫離子為10^-10mol/L；
pH=4的NH₄Cl溶液中，銨根離子水解促進了水的電離，則水電離的氫離子為10^-4mol/L，所以發(fā)生電離的水的物質的量前者與后者的比值為：10^-10mol/L：10^-4mol/L=10^-6，
故答案為：10^-6；
（6）①反應KBiO₃+MnSO₄+H₂SO₄→Bi₂（SO₄）₃+KMnO₄+H₂O+K₂SO₄中，KBiO₃→Bi₂（SO₄）₃，Bi元素化合價降低被還原，MnSO₄→KMnO₄，Mn元素化合價升高被氧化，則該原電池中負極變化為：MnSO₄→KMnO₄，正極變化為：KBiO₃→Bi₂（SO₄）₃，
所以甲燒杯中發(fā)生的反應為負極反應，乙燒杯中為正極反應，電子從甲燒杯的石墨流向乙燒杯的石墨，即甲為負極、乙為正極，
鹽橋中鉀離子帶正電荷，其移動方向與電流方向一致，則鉀離子從甲燒杯流向乙，
故答案為：乙；
②根據(jù)分析可知，甲燒杯中錳離子失去電子生成高錳酸根離子，其電極反應式為：Mn²⁺-5e^-+4H₂O=MnO₄^-+8H⁺，故答案為：Mn²⁺-5e^-+4H₂O=MnO₄^-+8H⁺．

點評：本題考查了酸堿混合的定性判斷、原電池工作原理、鹽的水解原理等知識，題目難度較大，試題知識點較多、綜合性較強，充分考查了學生的分析、理解能力及綜合應用所學知識的能力．