Question

17．（1）25℃時，0.1mol•L^-1NaOH溶液的pH為，13；
（2）25℃時，0.1mol•L^-1NH₄Cl溶液的pH＜ 7（填“＜”、“=”或“＞”），其原因是NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺（用離子方程式表示）；
（3）將上述兩種溶液等體積混合后，離子濃度大小次序正確的是c （填序號）．
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種微粒，它們是Na⁺、HCO₃^-、H⁺、CO₃^2-、H₂O、OH^-、H₂CO₃
（5）純水中c（H⁺ ）=5.0×10^-7mol/L，在該溫度時，往水中滴入NaOH溶液，溶液中的c（OH^-）=5.0×10^-2mol/L，則溶液中水電離出的c_水（H⁺ ）=5×10^-12．

Answer 1

分析 （1）溶液中存在離子積常數，結合氫氧根離子濃度計算氫離子濃度，PH=-lgc（H⁺）；
（2）氯化銨溶液中銨根離子是弱堿陽離子，結合水電離出的氫氧根離子促進水的電離，氫離子濃度增大，銨根離子水解顯示酸性：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
（3）將上述兩種溶液等體積混合后，得到等物質量濃度的氯化鈉和一水合氨，然后考慮弱電解質的電離比較離子濃度；
（4）NaHCO₃溶液中，碳酸氫鈉完全電離，碳酸氫根離子存在水解和電離，水存在電離平衡，據此分析；‘
（5）純水中c（H⁺）=c（OH^-），據此確定c（OH^-）；根據K_w=c（H⁺）•c（OH^-）計算水的離子積，據此計算稀硫酸溶液中c（OH^-）、NaOH溶液中的c（H⁺）．

解答 解：（1）25℃時，0.1mol•L^-1NaOH溶液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，則c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.1}$mol/L=10^-13mol/L，溶液的pH=13，
故答案為：13；
（2）銨根離子在溶液中水解：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，故溶液顯酸性，溶液的pH＜7，
故答案為：＜，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
（3）將兩種溶液等體積混合，發生反應：NaOH+NH₄Cl═NaCl+NH₃•H₂O，Na⁺和Cl^-均不水解，故濃度相等，NH₃•H₂O能電離出OH^-，電離極其微弱，使c（OH^-）＞c（H⁺），所以離子濃度關系為：c（Na⁺）=c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案為：c；
（4）NaHCO₃溶液中，碳酸氫鈉完全電離，NaHCO₃=Na⁺+HCO₃^-，碳酸氫根離子存在水解和電離，HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，HCO₃^-?H⁺+CO₃^2-，水存在電離平衡，H₂O?H⁺+OH^-，共存在7種微粒，它們是Na⁺、HCO₃^-、H⁺、CO₃^2-、H₂O、OH^-、H₂CO₃，
故答案為：OH^-、H₂CO₃；
（5）純水中c（H⁺）=5.0×10^-7mol/L，純水中c（OH^-）=c（H⁺）=5.0×10^-7mol/L；
溫度不變，水的離子積不變，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，則c（H⁺）=$\frac{2.5×1{0}^{-13}}{5×1{0}^{-2}}$mol/L=5×10^-12mol/L；
故答案為：5×10^-12．

點評 本題考查鹽與堿混合pH的判斷及溶液酸堿性的分析、水的離子積的有關計算、離子濃度的關系、電離與水解的關系等，注意水的離子積適用于酸性、中性、堿性溶液，題目難度中等．