Question

14．某同学用PH试纸测定0.1摩尔/升醋酸、盐酸、氢氧化钠、氨水溶液的PH值
（1）写出PH试纸的正确的使用方法：撕一小段pH试纸置于表面皿中，用玻璃棒蘸取试液滴在pH试纸上，再与标准比色卡对照读出pH值
（2）溶液PH值由大到小的顺序：氢氧化钠、氨水、醋酸、盐酸．
（3）该同学分别取10毫升的盐酸溶液和30毫升的氢氧化钠溶液，加水稀释到10倍后测定溶液的PH值，盐酸是2，氢氧化钠12，把稀释后的溶液混合PH11.7．（lg2=0.3）
（4）该同学取10毫升醋酸溶液测得溶液的PH值是3，加水稀释到100倍后溶液的PH值的范围大于3小于5
（5）该同学取10毫升氨水溶液测得溶液的PH值是11，加入醋酸铵固体，溶液PH值的变化？用平衡移动的原理加以解释？

Answer 1

分析 （1）根据pH试纸的使用方法回答；
（2）酸溶液的pH＜7，而盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，电离不完全；碱溶液的pH＞7，氢氧化钠是强碱，氨水是弱碱；
（3）0.1mol/L 10mL的盐酸加水稀释10倍，根据公式C（H⁺）=$\frac{C（{H}^{+}）V}{10V}$计算；0.1mol/L 30mL的氢氧化钠溶液稀释10倍，根据C（OH^-）=$\frac{C（O{H}^{-}）V}{10V}$计算出氢氧根的浓度，然后根据水的离子积Kw计算出氢离子的浓度，从而计算出溶液的pH；由于盐酸的物质的量小于氢氧化钠的物质的量，故两溶液混合后NaOH过量，溶液显碱性，故先求C（OH^-）=$\frac{n（O{H}^{-}）-n（{H}^{+}）}{{V}_{混}}$，然后根据水的离子积Kw计算出氢离子的浓度，从而计算出溶液的pH；
（4）pH=a的弱酸，加水稀释到原来体积的10^b倍，由于加水稀释时对其电离平衡有促进作用，故其a＜pH＜（a+b），据此分析；
（5）NH₃•H₂O中存在的电离平衡：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，加入CH₃COONH₄后引入NH₄⁺，根据同离子效应来分析．

解答 解：（1）pH试纸使用时一定避免润湿，故使用方法是：撕一小段pH试纸置于表面皿中，用玻璃棒蘸取试液滴在pH试纸上，再与标准比色卡对照读出pH值；
（2）酸溶液的pH＜7，而盐酸是强酸，完全电离，醋酸是弱酸，电离不完全，故盐酸溶液的酸性强于醋酸，即盐酸的pH小于醋酸；碱溶液的pH＞7，氢氧化钠是强碱，氨水是弱碱，故氢氧化钠溶液的pH大于氨水的pH，故pH由大到小的顺序为：氢氧化钠、氨水、醋酸、盐酸，故答案为：氢氧化钠、氨水、醋酸、盐酸；
（3）0.1mol/L 10mL的盐酸加水稀释10倍，C（H⁺）=$\frac{C（{H}^{+}）V}{10V}$=$\frac{0.1molL×0.01L}{0.1L}$=0.01mol/L，则溶液的pH=-lgC（H⁺）=2；0.1mol/L 30mL的氢氧化钠溶液稀释10倍，稀释后溶液中氢氧根的浓度C（OH^-）=$\frac{C（O{H}^{-}）V}{10V}$=$\frac{0.1mol/L×0.03L}{0.3L}$=0.01mol/L，根据水的离子积Kw可知氢离子的浓度C（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.01}$=10^-12mol/L，则溶液的pH=-lgC（H⁺）=12；由于盐酸的物质的量n=CV=0.1mol/L×0.01L=0.001mol，氢氧化钠的物质的量n=CV=0.1mol/L×0.03L=0.003mol，故两溶液混合后NaOH过量，溶液显碱性，先求C（OH^-）=$\frac{n（O{H}^{-}）-n（{H}^{+}）}{{V}_{混}}$=$\frac{0.003mol-0.001mol}{0.4L}$=0.005mol/L，根据水的离子积Kw可知氢离子的浓度C（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.005}$=2×10^-12mol/L，则溶液的pH=-lgC（H⁺）=11.7，故答案为：2，12，11.7；
（4）根据弱酸的稀释规律：pH=a的弱酸，加水稀释到原来体积的10^b倍，由于加水稀释时对其电离平衡有促进作用，故其a＜pH＜（a+b），故将10mLPH=3de 醋酸溶液加水稀释到10²倍后溶液的PH值的范围为大于3但小于5，故答案为：
大于3小于5；
（5）NH₃•H₂O中存在的电离平衡：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，加入CH₃COONH₄后引入NH₄⁺，导致氨水的电离平衡左移，故溶液的pH变小，故答案为：加入醋酸铵固体，完全电离，溶液中的C（NH₄⁺）增大，抑制了氨水的电离，使平衡逆向移动，C（OH^-）减小，碱性减弱，PH值减小．

点评 本题考查了溶液的pH的有关计算，应注意的是当酸碱溶液混合时，混合后显什么性，先求什么离子的浓度．