Question

17．（1）常溫下，取0.2mol•L^-1 HCl溶液與0.2mol•L^-1 MOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=6，試回答以下問題：
①混合溶液中由水電離出的c （H⁺）＞0.2mol•L^-1HCl溶液中由水電離出的c （H⁺）
（填“＞、＜或=”）．
②求出混合物中下列算式的精確計算結果（填具體數字）：
c （Cl^-）-c （M⁺）=9.9×10^-7mol•L^-1，c （H⁺）-c （MOH）=1.0×10^-8mol•L^-1．
③若常溫下取0.2mol•L^-1 MOH溶液與0.1mol•L^-1 HCl溶液等體積混合，測得混合溶液的pH＜7，說明MOH的電離程度＜（填“＞、＜或=”）MCl的水解程度．溶液中各離子濃度由大到小的順序為c（Cl^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．
（2）CO₂在自然界循環時可與CaCO₃反應，CaCO₃是一種難溶物質，其ksp=2.8×10^-9．CaCl₂溶液與Na₂CO₃溶液混合可形成CaCO₃沉淀，現將等體積的CaCl₂溶液與Na₂CO₃溶液混合，若Na₂CO₃溶液的濃度為2×10^-4mol/L，則生成沉淀所需CaCl₂ 溶液的最小濃度為5.6×10^-5mol/L．

Answer 1

分析 （1）①室溫下取0.2mol•L^-1HCl溶液與0.2mol•L^-1 MOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=6，說明得到的鹽是強酸弱堿鹽，其溶液呈酸性，含有弱根離子的鹽促進水電離；
②根據物料守恒和電荷守恒計算離子濃度大小；
③室溫下如果取0.2mol•L^-1 MOH溶液與0.1mol•L^-1 HCl溶液等體積混合，溶液中的溶質是MCl和MOH，測得混合溶液的pH＜7，說明堿的電離程度小于鹽的水解程度，根據電荷守恒判斷離子濃度大小；
（2）Na₂CO₃溶液的濃度為2×10^-4mol/L，等體積混合后溶液中c（CO₃^2-）=1×10^-4mol/L，根據Ksp=c（CO₃^2-）•c（Ca²⁺）計算沉淀時混合溶液中c（Ca²⁺），原溶液CaCl₂溶液的最小濃度為混合溶液中c（Ca²⁺）的2倍．

解答 解：（1）①等體積等濃度的鹽酸和MOH恰好反應生成鹽，得到的鹽溶液呈酸性，說明該鹽是強酸弱堿鹽，含有弱根離子的鹽促進水電離，酸抑制水電離，所以混合溶液中水電離出的c（H⁺）＞0.2 mol•L^-1 HCl溶液中水電離出的c（H⁺），
故答案為：＞；
②根據電荷守恒得c（Cl^-）-c（M⁺）=c（H⁺）-c（OH^-）=10^-6 mol/L-10^-8 mol/L=9.9×10^-7mol•L^-1，根據質子守恒得 c（H⁺）-c（MOH）=c（OH^-）=1.0×10^-8mol•L^-1，
故答案為：9.9×10^-7；1.0×10^-8；
③室溫下如果取0.2mol•L^-1 MOH溶液與0.1mol•L^-1 HCl溶液等體積混合，溶液中的溶質是MCl和MOH，測得混合溶液的pH＜7，說明堿的電離程度小于鹽的水解程度，溶液呈酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-），結合電荷守恒知c（Cl^-）＞c（M⁺），鹽中陰陽離子濃度大于氫離子和氫氧根離子濃度，所以溶液中各離子濃度由大到小的順序為c（Cl^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：＜；c（Cl^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（2）Na₂CO₃溶液的濃度為2×10^-4mol/L，等體積混合后溶液中c（CO₃^2-）=$\frac{1}{2}$×2×10^-4mol/L=1×10^-4mol/L，根據Ksp=c（CO₃^2-）•c（Ca²⁺）=2.8×10^-9可知，c（Ca²⁺）=$\frac{2.8×1{0}^{-9}}{1×1{0}^{-4}}$mol/L=2.8×10^-5mol/L，原溶液CaCl₂溶液的最小濃度為混合溶液中c（Ca²⁺）的2倍，故原溶液CaCl₂溶液的最小濃度為2×2.8×10^-5mol/L=5.6×10^-5mol/L．
故答案為：5.6×10^-5．

點評 本題考查了離子濃度大小比較，題目難度中等，涉及酸堿混合的定性判斷及溶液pH的計算、離子濃度大小比較、難溶物溶解平衡及其計算等知識，明確電荷守恒、物料守恒的含義為解答關鍵，注意掌握難溶物溶度積的表達式及應用，試題培養了學生的靈活應用能力．