Question

12．（1）常溫下，0.1mol/L的鹽酸的pH=1；
（2）常溫下，某醋酸溶液的pH=1，其濃度＞0.1mol/L（填“＞”、“＜”或“=”）；
（3）向飽和的AgCl溶液中加入NaBr（aq），有淡黃色沉淀生成，說明K_sp（AgCl）＞K_sp（AgBr）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）Ba（OH）₂是一種強電解質，現有25℃、pH=13的Ba（OH）₂溶液，溶液中由水電離出c（OH^-）=10^-13 mol•L^-1；
（5）25℃、pH=13的Ba（OH）₂溶液與某濃度鹽酸溶液按體積比（堿與酸之比）1：9混合后，所得溶液pH=11（假設混合溶液的體積等于混合前兩溶液的體積和），該鹽酸溶液的pH=2．
（6）常溫下，取pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應結束時兩溶液的pH均為4．設鹽酸中加入的Zn質量為m₁，醋酸溶液中加入的Zn質量為m₂，則m₁＜m₂（選填“＜”、“=”或“＞”）．

Answer 1

分析 （1）pH=-lgc（H⁺）來計算；
（2）醋酸是弱電解質，不能完全電離；
（3）化學式相似的物質的溶度積常數越小，則物質越難溶，根據沉淀的轉化的角度分析；
（4）pH=13的Ba（OH）₂溶液中氫離子都是由水電離產生，水電離產生的c（H⁺）等于溶液中水電離出c（OH^-）；
（5）設鹽酸的物質的量濃度為：C（HCl），堿與酸體積分別為1L、9L，分別求出氫氧化根離子和氫離子的物質的量，二者發生酸堿中和，所得溶液pH=11可知堿剩余，求出剩余的氫氧根離子的物質的量，依據：Kw=c（H⁺）×c（OH ^-）計算解答．
（6）反應前和反應后元素和醋酸溶液中氫離子濃度相等，根據醋酸為弱電解質、鹽酸為強電解質分析消耗鋅的質量大小．

解答 解：（1）鹽酸為強酸，0.1mol/L的鹽酸，PH=-lgc（H⁺）=-lg0.1=1，
故答案為：1；　
（2）常溫下，某醋酸溶液的pH=1，根據PH=-lgc（H⁺），c（H⁺）=0.1mol/L，醋酸為弱電解質，在溶液中部分電離，其濃度大于0.1mol/L，
故答案為：＞；
（3）在AgCl飽和溶液中加入足量濃NaBr溶液可生成AgBr沉淀，說明AgBr比AgCl更難溶，說明K_sp（AgCl）＞K_sp（AgBr），
故答案為：＞
（4））pH=13的Ba（OH）₂溶液中氫離子由水電離產生，水電離產生的c（H⁺）等于溶液中水電離出c（OH ^-），故水電離出c（OH ^-）=c（H⁺）=10^-13mol/L，
故答案為：10^-13 mol•L^-1；
（5）設鹽酸的物質的量濃度為：C（HCl），堿與酸體積分別為1L、9L，則n（OH ^-）=0.1mol/L×1L=0.1mol，n（H⁺）=C（HCl）×9L，反應后剩余氫氧根離子的物質的量為：0.1mol-c（HCl）×9L；有混合所得溶液pH=11，可知混合后c（H⁺）=10^-11 mol•L^-1，則混合后c（OH ^-）=$\frac{{K}_{w}}{C（{H}^{+}）}$=10^-3 mol•L^-1，
即：$\frac{0.1mol/L-C（HCl）×9L}{10L}$=10^-3 mol•L^-1，解得：c（HCl）=10^-2mol•L^-1，pH=-lg[H⁺]，所以pH=2，
故答案為：2
（6）鹽酸和醋酸的pH變化都是由2到4，鹽酸中氫離子濃度逐漸減小，但醋酸中存在電離平衡，氫離子和鋅反應時促進醋酸電離，補充反應的氫離子，所以醋酸是邊反應邊電離H⁺，而反應后溶液的pH相等，則氫離子濃度相等，所以反應過程中醋酸消耗的Zn多，即：消耗鋅的質量m₁＜m₂，
故答案為：＜．

點評 本題考查了溶液酸堿性與溶液pH的計算、弱電解質的電離平衡等知識，題目難度中等，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的計算方法，明確弱電解質在溶液中部分電離的特點．