Question

17．（1）25℃时，0.1mol•L^-1NaOH溶液的pH为，13；
（2）25℃时，0.1mol•L^-1NH₄Cl溶液的pH＜ 7（填“＜”、“=”或“＞”），其原因是NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺（用离子方程式表示）；
（3）将上述两种溶液等体积混合后，离子浓度大小次序正确的是c （填序号）．
A．C（Na⁺）＞C（Cl^-）＞C（OH^-）＞C（H⁺）   B．C（Na⁺）=C（Cl^-）＞C（H⁺）＞C（OH^-）
C．C（Na⁺）=C（Cl^-）＞C（OH^-）＞C（H⁺）   D．C（Cl^-）＞C（Na⁺）＞C（OH^-）＞C（H⁺）
（4）NaHCO₃溶液中共存在7种微粒，它们是Na⁺、HCO₃^-、H⁺、CO₃^2-、H₂O、OH^-、H₂CO₃
（5）纯水中c（H⁺ ）=5.0×10^-7mol/L，在该温度时，往水中滴入NaOH溶液，溶液中的c（OH^-）=5.0×10^-2mol/L，则溶液中水电离出的c_水（H⁺ ）=5×10^-12．

Answer 1

分析 （1）溶液中存在离子积常数，结合氢氧根离子浓度计算氢离子浓度，PH=-lgc（H⁺）；
（2）氯化铵溶液中铵根离子是弱碱阳离子，结合水电离出的氢氧根离子促进水的电离，氢离子浓度增大，铵根离子水解显示酸性：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
（3）将上述两种溶液等体积混合后，得到等物质量浓度的氯化钠和一水合氨，然后考虑弱电解质的电离比较离子浓度；
（4）NaHCO₃溶液中，碳酸氢钠完全电离，碳酸氢根离子存在水解和电离，水存在电离平衡，据此分析；‘
（5）纯水中c（H⁺）=c（OH^-），据此确定c（OH^-）；根据K_w=c（H⁺）•c（OH^-）计算水的离子积，据此计算稀硫酸溶液中c（OH^-）、NaOH溶液中的c（H⁺）．

解答 解：（1）25℃时，0.1mol•L^-1NaOH溶液中氢氧根离子浓度为0.1mol/L，则c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.1}$mol/L=10^-13mol/L，溶液的pH=13，
故答案为：13；
（2）铵根离子在溶液中水解：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，故溶液显酸性，溶液的pH＜7，
故答案为：＜，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
（3）将两种溶液等体积混合，发生反应：NaOH+NH₄Cl═NaCl+NH₃•H₂O，Na⁺和Cl^-均不水解，故浓度相等，NH₃•H₂O能电离出OH^-，电离极其微弱，使c（OH^-）＞c（H⁺），所以离子浓度关系为：c（Na⁺）=c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案为：c；
（4）NaHCO₃溶液中，碳酸氢钠完全电离，NaHCO₃=Na⁺+HCO₃^-，碳酸氢根离子存在水解和电离，HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，HCO₃^-?H⁺+CO₃^2-，水存在电离平衡，H₂O?H⁺+OH^-，共存在7种微粒，它们是Na⁺、HCO₃^-、H⁺、CO₃^2-、H₂O、OH^-、H₂CO₃，
故答案为：OH^-、H₂CO₃；
（5）纯水中c（H⁺）=5.0×10^-7mol/L，纯水中c（OH^-）=c（H⁺）=5.0×10^-7mol/L；
温度不变，水的离子积不变，故K_w=c（H⁺）•c（OH^-）=5.0×10^-7×5.0×10^-7=2.5×10^-13，
NaOH溶液中的c（OH^-）=5.0×10^-2 mol/L，则c（H⁺）=$\frac{2.5×1{0}^{-13}}{5×1{0}^{-2}}$mol/L=5×10^-12mol/L；
故答案为：5×10^-12．

点评 本题考查盐与碱混合pH的判断及溶液酸碱性的分析、水的离子积的有关计算、离子浓度的关系、电离与水解的关系等，注意水的离子积适用于酸性、中性、碱性溶液，题目难度中等．