Question

11．（1）常溫下將0.2mol/L HCl溶液與0.2mol/L MOH溶液等體積混合（忽略溶液體積的變化），
測得混合溶液的pH=6，則混合溶液中由水電離出的c（H⁺）＞HCl溶液中由水電離出的c（H⁺）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（2）常溫下若將pH=3的HR溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液的pH≠7，則混合溶液的pH＜7（填“＞7”、“＜7”或“無法確定”）．
（3）常溫下測得濃度為0.1mol•L^-1的HA溶液的pH=3，則HA的電離常數(shù)K_a=1×10^-5
（4）工業(yè)上用氯化鐵溶液腐蝕銅制電路板．如下圖，橫坐標為溶液pH，縱坐標為金屬離子的物質的量濃度的對數(shù)（當溶液中金屬離子濃度≤10^-5mol/L時，可認為沉淀完全）．試回答下列問題
①腐蝕銅板后的溶液中，若Cu²⁺、Fe³⁺和Fe²⁺濃度均為0.1mol/L，今向混合溶液中通入氨氣調節(jié)溶液的pH=5.6時，溶液中存在的金屬陽離子為Cu²⁺、Fe²⁺．
②從圖中數(shù)據(jù)計算可得Fe（OH）₂的溶度積：K_sp[Fe（OH）₂]=1.0×10^-17．

Answer 1

分析 （1）將0.2mol/LHCl溶液與0.2mol/LMOH溶液等體積混合，二者恰好反應，反應后溶液顯示酸性，說明生成了強酸弱堿鹽，常見了水的電離；而氯化氫溶液抑制了水的電離，據(jù)此進行判斷；
（2）先根據(jù)HR為強電解質進行判斷，然后得出HR為弱酸，然后根據(jù)酸過量得出溶液顯示酸性；
（3）pH=3，溶液中A^-與H⁺濃度相同，為10^-3mol/L，然后結合HA的電離平衡常數(shù)表達式進行計算；
（4）①向混合溶液中通入氨氣調節(jié)溶液的pH=5.6時，由圖象可知易生成Fe（OH）₃沉淀；
②根據(jù)Ksp[Fe（OH）₂]=c（Fe²⁺）×c²（OH^-）計算．

解答 解：（1）常溫下，將0.2mol/LHCl溶液與0.2mol/LMOH溶液等體積混合，氯化氫和MOH恰好反應生成MCl，測得混合溶液的pH=6，溶液顯示酸性，說明MCl為強酸弱堿鹽，溶液中水的電離程度增大，水電離的氫離子為溶液中的氫離子濃度，即c（H⁺）=1×10^-6mol/L；而氯化氫為酸溶液，抑制了水的電離，所以混合溶液中由水電離出的c（H⁺）大于鹽酸中水電離的氫離子濃度，
故答案為：＞；
（2）HR若為強電解質，二者都是一元酸或堿，等體積混合后溶液的pH=7，而現(xiàn)在溶液pH不等于7，說明HR為弱電解質，二者混合后溶液中酸過量，反應后溶液顯示酸性，溶液pH＜7，
故答案為：＜7；
（3）常溫下測得濃度為0.1mol•L^-1的HA溶液的pH=3，溶液中A^-與H⁺濃度相同，為10^-3mol/L，HA的濃度約為0.1mol/L，則HA的電離常數(shù)K_a=$\frac{1{0}^{-3}×1{0}^{-3}}{0.1}$=1×10^-5，
故答案為：1×10^-5；
（4）①向混合溶液中通入氨氣調節(jié)溶液的pH=5.6時，由圖象可知易生成Fe（OH）₃沉淀，溶液中存在的金屬陽離子為：Cu²⁺、Fe²⁺，
故答案為：Cu²⁺、Fe²⁺；
②由圖象可知：c（Fe²⁺）=1.0×10^-5（mol•L^-1），c（OH^-）=1.0×10^-6（mol•L^-1）
Ksp[Fe（OH）₂]=c（Fe²⁺）×c²（OH^-）=1.0×10^-17，
故答案為：1.0×10^-17．

點評 本題考查了酸堿混合的定性判斷及溶液pH的計算、難溶物溶度積的計算、電離平衡常數(shù)的計算等知識，題目難度中等，試題知識點較多，充分考查學生靈活應用基礎知識的能力，注意掌握酸堿混合的定性判斷方法，明確難溶物溶度積、電離平衡常數(shù)的概念及計算方法．