Question

現有濃度為0.1mol?L^-1的五種電解質溶液：①Na₂CO₃   ②NaHCO₃③NaAlO₂   ④CH₃COONa    ⑤NaOH
（1）已知：AlO

- 2

+HCO

- 3

+H₂O═Al（OH）₃↓+CO

2- 3

這五種溶液的pH由小到大的順序是

 

（填編號）；
（2）將五種溶液稀釋相同的倍數時，其pH變化最大的是

 

（填編號）；
（3）常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表：

實驗編號	HA物質的量濃度（mol/L）	NaOH物質的量濃度（mol/L）	混合溶液的pH
甲	0.20	0.20	pH=a
乙	0.10	0.10	pH=8.00

不考慮乙組的實驗結果，單從甲組情況分析，如何用a（混合溶液的pH）來說明HA是強酸還是弱酸

 

；
乙組實驗所得混合溶液中由水電離出的c（OH^-）=

 

mol/L．求出該混合溶液中下列算式的值．
c （Na⁺）-c （A^-）=

 

（4）AgCl在溶液中存在如下平衡：AgCl（s）?Ag⁺（aq）+Cl^-（aq）在25℃時，AgCl的K_sp=1.8×10^-10．現將足量AgCl分別放入下列液體中：①100mL蒸餾水　②100mL 0.3mol?L^-1AgNO₃溶液�、�100mL 0.1mol?L^-1 MgCl₂溶液充分攪拌后冷卻到相同溫度，Ag⁺濃度由大到小的順序為

 

（填序號）．

Answer 1

考點：鹽類水解的應用,難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的本質,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：（1）先根據酸、堿、鹽確定PH大��；鹽中陽離子相同，酸越弱，其鹽的堿性越強，據此分析鹽溶液的PH值大�。�
（2）根據是否存在平衡分析判斷，不存在平衡的PH值變化大；
（3）酸、堿的物質的量相等，即酸、堿恰好反應生成鹽，根據鹽溶液的酸、堿性判斷酸的強弱；根據C（H⁺）．C（OH^-）=10^-14，計算c （OH^-）；
根據電荷守恒（陰陽離子電荷守恒）計算c （Na⁺）-c （A^-）的值；
（4）氯化銀飽和溶液中存在沉淀溶解平衡，飽和溶液中的溶度積是常數，可用 K_SP表示：K_SP=c（Ag⁺）?c（Cl^-），根據平衡移動比較濃度大�。�

解答： 解：（1）④、②、①、③是鹽，⑤是堿，物質的量濃度相同的這幾種溶液，鹽的PH值小于堿的，所以⑤的PH值最大；④、②、①、③四種鹽的陽離子相同，其陰離子相應的酸越弱，鹽的PH值越大，醋酸的酸性＞碳酸的酸性＞偏鋁酸的酸性，碳酸氫鈉是酸式鹽，碳酸鈉是正鹽，所以碳酸鈉的PH值大于碳酸氫鈉的，故相同物質的量濃度的這幾種溶液的PH值由小到大的順序是④②①③⑤，
故答案為：④②①③⑤；
 （2）④②①③都存在水解平衡，當稀釋時，鹽又水解出部分離子進行補充；氫氧化鈉是強堿，完全電離，不存在電離平衡，所以當稀釋時，其pH變化最大．
故答案為：⑤．
（3）酸、堿的物質的量相等，即酸、堿恰好反應生成鹽，若鹽溶液的a=7時，該鹽是強酸強堿鹽，HA是強酸；a＞7時，該鹽是強堿弱酸鹽，HA是弱酸；
 乙組實驗：PH=8，所以C（H⁺）=10^-8 mol/L，根據C（H⁺）．C（OH^-）=10^-14，所以c （OH^-）=10^-6 mol/L；
根據電荷守恒知，C（H⁺）+C（Na⁺ ）=C（OH^-）+C（A^- ），所以c （Na⁺）-c （A^-）=C（OH^-）-C（H⁺）=（10^-6-10^-8）mol/L=9.9×10^-7 mol/L；
故答案為：a=7時，HA是強酸；a＞7時，HA是弱酸；1.0×10^-6； 9.9×10^-7 mol/L；
（4）①.100mL蒸餾水中銀離子濃度不變；
②.100mL 0.3mol?L^-1AgNO₃溶液，銀離子濃度增大，平衡逆向移動，最終c（Ag⁺）增大；
③.100mL0.1mol?L^-1MgCl₂溶液中，氯離子濃度增大，平衡逆向移動，c（Ag⁺）減少；
綜合上述計算得到：液中c（Ag⁺）由大到小的順序為②①③，
故答案為：②①③．

點評：本題考查了PH值大小的判斷、鹽類的水解、沉淀溶解平衡的影響因素分析判斷等知識點，難度中等，注意物料守恒及電荷守恒的使用．