Question

按要求回答下列問題：

（1）①反應(yīng)Cl₂+H₂O⇌H⁺+Clˉ+HClO其化學(xué)平衡常數(shù)K的表達(dá)式為：　　

②在25℃下，將a mol•L^﹣1的氨水與0.01mol•L^﹣1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時溶液中c（NH）=c（Cl^﹣），試用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=　　．

（2）常溫下，向一定體積的0.1mol•L^﹣1醋酸溶液中加水稀釋后，下列說法正確的是　　．

A．溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目減少           

B．醋酸的電離程度增大，c（H⁺）亦增大

C．溶液中不變      

D．溶液中減小

（3）①常溫下將0.15mol•L^﹣1的稀硫酸V₁ mL與0.1mol•L^﹣1的NaOH溶液V₂ mL混合，所得溶液的pH為1，則V₁：V₂=　　（溶液體積的變化忽略不計，硫酸電離方程式：H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2﹣）．

②常溫下將pH=3的醋酸溶液V₁ mL與pH=11的NaOH溶液V₂ mL混合，則下列說法正確的是　．

A．若混合后溶液呈中性，則c（H⁺）+c（OH^﹣）=2×10^﹣7 mol•L^﹣1

B．若V₁=V₂，混合后溶液的pH一定等于 7

C．若混合后溶液呈酸性，則V₁一定大于V₂

D．若混合后溶液呈堿性，則V₁一定小于V₂

（4）NH₄HSO₄在分析試劑、醫(yī)藥、電子工業(yè)中用途廣泛．現(xiàn)向100mL 0.1mol•L^﹣1 NH₄HSO₄溶液中滴加0.1mol•L^﹣1 NaOH溶液，得到的溶液pH與NaOH溶液體積的關(guān)系曲線如圖所示．試分析圖中a～e 5個點，回答下列問題：

①水的電離程度最大的是　　點；

②在c點，溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是　　．

Answer 1

考點：

酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算；化學(xué)平衡常數(shù)的含義；pH的簡單計算．
專題：	化學(xué)平衡專題；電離平衡與溶液的pH專題．
分析：	（1）①根據(jù)平衡數(shù)表達(dá)式的定義寫出該反應(yīng)的平衡常數(shù)； ②溶液中存在電荷守恒，根據(jù)反應(yīng)情況方程來計算溶液中NH3•H2O的物質(zhì)的量濃度，然后代入表達(dá)式求Kb； （2）根據(jù)外界條件對電離平衡的影響分析解答； （3）①所得溶液的pH值為1，溶液中氫離子濃度為1×10﹣1mol•L﹣1，說明氫離子過量，根據(jù)題中稀硫酸和氫氧化鈉溶液體積列式計算出V1：V2的比值； ②A．若反應(yīng)后溶液呈中性，則c（H+）=c（OH﹣）=1×10﹣7mol/L； B．若V1=V2，反應(yīng)后溶液pH等于7或小于7； C．若反應(yīng)后溶液呈酸性，V1可能等于V2； D．如果溶液呈堿性，則溶液可能是堿和鹽溶液，也可能只是鹽溶液； （4）①a、b、c、d、e五個點，根據(jù)反應(yīng)量的關(guān)系，b點恰好消耗完H+，溶液中只有（NH4）2SO4與Na2SO4；c、d、e三點溶液均含有NH3•H2O，（NH4）2SO4可以促進(jìn)水的電離，而NH3•H2O抑制水的電離． ②c點溶液呈中性，則溶液含有（NH4）2SO4、Na2SO4、NH3•H2O三種成分．
解答：	解：（1）①生成物的濃度冪之積比上反應(yīng)濃度冪之積，水是純液體不需代入表達(dá)式，所以K=， 故答案為：； ②將a mol•L﹣1的氨水與0.01mol•L﹣1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時溶液中存在電荷守恒， 即c（NH4+）+c（H+）=c（Cl﹣）+c（OH﹣），當(dāng)c（NH4+）=c（Cl﹣），則c（H+）=c（OH﹣），溶液顯中性，a mol•L﹣1的氨水與0.01mol•L﹣1的鹽酸等體積混合后，剩余氨水的物質(zhì)的量為（a﹣0.01）V，混合以后溶液的體積為2V， 所以此時溶液中NH3•H2O的物質(zhì)的量濃= mol•L﹣1，c（NH4+）==mol•L﹣1，c（OH﹣）=10﹣7mol•L﹣1，Kb==， 故答案為：； （2）A．加水稀釋溶液導(dǎo)電能力減弱，但加水稀釋促進(jìn)電離，溶液中導(dǎo)電粒子的數(shù)目增大，故A錯誤；     B．醋酸的電離程度增大，體積變大，c（H+）減小，故B錯誤； C．溶液中，分子分母同乘氫離子的濃度得：，溫度不變比值不變，故C正確；       D．溶液中，無限稀釋相當(dāng)于水，但體積增加，醋酸根離子濃度減小，氫離子濃度基本不變，所以比值減小，故D正確； 故答案為：CD； （3）①溶液中氫氧化鈉的物質(zhì)的量為：V2×10﹣3L×0.1mol/L=V2×10﹣4mol， 稀硫酸的物質(zhì)的量為：V1×10﹣3L×0.15mol/L×2=3V1×10﹣4mol， 兩溶液混合后溶液顯示酸性，氫離子濃度為1×10﹣1mol•L﹣1， 則有：3V1×10﹣4mol﹣V2×10﹣4mol=（V1+V2）×10﹣3L×1×10﹣1mol•L﹣1=（V1+V2）×10﹣4mol， 解得V1：V2=1：1， 故答案為：1：1； ②A．若混合溶液呈中性，則溶液中c（H+）=c（OH﹣）=2×10﹣7 mol•L﹣1，所以溶液中c（H+）+c（OH﹣）=2×10﹣7 mol•L﹣1，故A正確； B．如果二者體積相等，如果酸是強(qiáng)酸，則混合溶液呈中性，如果酸是弱酸，則混合溶液呈酸性，故B錯誤； C．如果溶液呈酸性，則溶液是酸和鹽溶液，酸是弱酸，酸濃度大于氫氧化鈉濃度，所以V1不一定大于V2，故C錯誤； D．如果溶液呈堿性，則溶液可能是堿和鹽溶液，也可能只是鹽溶液，則V1一定小于V2，故D正確； 故答案為：AD； （4）①a、b、c、d、e五個點，根據(jù)反應(yīng)量的關(guān)系，b點恰好消耗完H+，溶液中只有（NH4）2SO4與Na2SO4；c、d、e三點溶液均含有NH3•H2O，（NH4）2SO4可以促進(jìn)水的電離，而NH3•H2O抑制水的電離，因此水的電離程度最大的是b點，溶液中c（OH﹣）的數(shù)值最接近NH3•H2O的電離常數(shù)K數(shù)值， 故答案為：b； ②c點溶液呈中性，即溶液含有（NH4）2SO4、Na2SO4、NH3•H2O三種成分，b點時c（Na+）=c（SO42﹣），b點時c（Na+）＞c（SO42﹣），根據(jù)N元素與S元素的關(guān)系，可以得出c（SO42﹣）＞c（NH4+），故c（Na+）＞c（SO42﹣）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）=c（H+）， 故答案為：c（Na+）＞c（SO42﹣）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）=c（H+）．
點評：	本題考查知識點全面，平衡常數(shù)的計算、平衡的移動、離子濃度大小比較等知識點，離子濃度大小比較常與鹽類水解、弱電解質(zhì)的電離聯(lián)合考查，確定離子濃度大小時要結(jié)合電荷守恒、物料守恒來分析解答．