Question

（Ⅰ） 水的電離平衡曲線如圖所示．
（1）若以A點表示25℃時水在電離平衡時的離子濃度，當溫度升到100℃時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子積從

 

增加到

 

．
（2）將常溫下的pH=8的Ba（OH）₂溶液與常溫下的pH=5的稀鹽酸混合，并保持100℃的恒溫，欲使混合溶液pH=7，則Ba（OH）₂與鹽酸的體積比為

 

．
（Ⅱ）已知某溶液中只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子，某同學(xué)推測該溶液中各離子濃度大小順序可能有如下四種關(guān)系：
A．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
B．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
C．c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）
D．c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
（3）若溶液中只溶解了一種溶質(zhì)，該溶質(zhì)的名稱是

 

，上述離子濃度大小順序關(guān)系中正確的是（選填序號）

 

．
（4）若上述關(guān)系中C是正確的，則溶液中溶質(zhì)的化學(xué)式是

 

．
（5）若該溶液中由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，則混合前c（HCl）

 

c（NH₃?H₂O）（填“＞”、“＜”、或“=”，下同），混合后溶液中c（NH₄⁺）與c（Cl^-）的關(guān)系是c（NH₄⁺）

 

c（Cl^-）．

Answer 1

考點：離子積常數(shù),鹽類水解的原理

專題：

分析：（Ⅰ）（1）K_w=c（H⁺）．c（OH^-）；
（2）先根據(jù)水的離子積常數(shù)計算氫氧化鋇溶液中c（OH^-），再根據(jù)鹽酸和氫氧化鋇之間的關(guān)系計算氫氧化鋇和鹽酸的體積之比；
（Ⅱ）只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子的溶液，可能為氯化銨溶液、可能為氯化銨和鹽酸的混合溶液、可能為氯化銨和氨水的混合溶液；
（3）若為NH₄Cl溶液，由銨根離子水解來分析；
（4）C是正確的，c（H⁺）＞c（NH₄⁺），以此來分析；
（5）溶液呈中性，溶液中氫離子的濃度等于氫氧根濃度，據(jù)此解答即可．

解答： 解：（Ⅰ）（1）25℃時純水中C（H⁺）=C（OH^-）=10^-7 mol/L，K_w=c（H⁺）．c（OH^-）=10^-14 ，當溫度升高到100℃，純水中c（H⁺）=c（OH^-）=10^-6 mol/L，K_w=c（H⁺）．c（OH^-）=10^-12 ；故答案為：10^-14 ；10^-12；
（2）將pH=8的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=10^-4 mol/L，pH=5的稀鹽酸中c（H⁺）=10^-5 mol/L，
設(shè)氫氧化鋇的體積為x，鹽酸的體積為y，100℃的恒溫，欲使混合溶液pH=7，溶液呈堿性，
c（OH^-）=

10-12

10-7

=10^-5 mol/L，c（OH^-）=

10-4x-10-5y

x+y

=10^-5 mol/L，解得x：y=2：9，
故答案為：2：9；
（Ⅱ）只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子的溶液，可能為氯化銨溶液、可能為氯化銨和鹽酸的混合溶液、可能為氯化銨和氨水的混合溶液；
（3）若為NH₄Cl溶液，名稱為氯化銨，因銨根離子水解，水解顯酸性，則離子濃度為c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故答案為：氯化銨；A；
（4）C是正確的，c（H⁺）＞c（NH₄⁺），則該溶液應(yīng)為HCl和NH₄Cl溶液，故答案為：HCl和NH₄Cl； 
（5）溶液呈中性，據(jù)c（Cl^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺）可得c（Cl^-）=c（NH₄⁺），因氨水為弱電解質(zhì)，若該溶液中由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，則氨水濃度大于鹽酸濃度，如小于或等于，則溶液呈酸性，
故答案為：＜；=．

點評：本題考查溶液pH的簡單計算、離子濃度大小的比較，注意溶液中溶質(zhì)的判斷及離子的水解為解答的難點，明確濃度與pH的換算、酸堿混合溶液為堿性時離子濃度的關(guān)系等是解答本題的關(guān)鍵，題目難度中等．