Question

現有濃度為0.1mol?L^-1的五種電解質溶液：
①Na₂CO₃     ②NaHCO₃③NH₃?H₂O       ④CH₃COONa       ⑤NaOH
（1）這五種溶液的pH由小到大的順序是

 

（填編號）；
（2）將五種溶液稀釋相同的倍數時，其pH變化最大的是

 

（填編號）；
（3）常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表：

實驗編號	HA物質的量濃度（mol/L）	NaOH物質的量濃度（mol/L）	混合溶液的pH
甲	0.20	0.20	pH=a
乙	0.10	0.10	pH=8.00

不考慮乙組的實驗結果，單從甲組情況分析，如何用a（混合溶液的pH）來說明HA是強酸還是弱酸

 

；
乙組實驗所得混合溶液中由水電離出的c （OH^-）=

 

mol/L．
求出該混合溶液中下列算式的值．
I．c（Na⁺）-c （A^-）=

 

；
II．c（OH^-）-c（HA）=

 

．

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的應用,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）電解質溶液：①Na₂CO₃ 溶液中碳酸根離子水解顯堿性，②NaHCO₃ 溶液中碳酸氫根離子水解顯堿性，③③NH₃?H₂O是弱堿溶液，④CH₃COONa 醋酸根離子水解顯堿性，⑤NaOH氫氧化鈉是強堿溶液；依據陰離子水解程度分析判斷；
（2）五種溶液濃度相同，稀釋相同倍數，稀釋促進鹽類水解，根據是否存在平衡分析判斷，不存在平衡的pH值變化大；
（3）酸堿的物質的量濃度、體積相等，如為強酸，反應后溶液呈中性，如為弱酸，反應后溶液呈酸性，反應后的溶液為NaA溶液，溶液的pH=8，說明NaA為強堿弱酸鹽，溶液中的氫氧根離子是水電離的；
①根據溶液中的電荷守恒來計算；
②根據溶液中的質子守恒來計算回答．

解答： 解：（1）氫氧化鈉是強堿，不水解，相同濃度的溶液氫氧化鈉的pH最大，一水合氨是弱堿，pH僅小于氫氧化鈉，已知酸性：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCO₃^-＞CO₃^2-，所以碳酸鈉的水解程度大于碳酸氫鈉，大于醋酸鈉，堿性順序：碳酸鈉＞碳酸氫鈉＞醋酸鈉，綜上知道五種溶液的pH由小到大的順序是④②①③⑤，故答案為：④②①③⑤；
（2）①②④都存在水解平衡，當稀釋時，鹽的弱酸根又水解出部分離子進行補充，③存在電離平衡，當稀釋時，還會電離出部分離子，氫氧化鈉是強堿，完全電離，不存在電離平衡，所以當稀釋時，其pH變化最大，
故答案為：⑤；
（3）一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的物質的量濃度都為0.2mol/L，則酸堿的物質的量相等，如a=7，說明反應后溶液呈中性，則HA是強酸，如a＞7，反應后呈堿性，則HA是弱酸；等物質的量的酸堿反應后溶液呈堿性，由于NaOH為強堿，則該酸為弱酸，在溶液中存在A^-+H₂O?HA+OH^-，則c（Na⁺）＞c（A^-），溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），一般來說，鹽類的水解程度較低，則有c（A^-）＞c（OH^-），所以有：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
又溶液的pH=8，則氫離子濃度為10^-8 mol/L，等物質的量的酸堿反應后溶液呈堿性，溶液中氫氧根離子全部來自于弱酸根離子水解得到的，c（OH^-）=10^-6 mol/L，
故答案為：a=7則HA為強酸；a＞7則HA為弱酸；10^-6；
Ⅰ、一元酸HA和NaOH溶液等體積混合生成NaA溶液，溶液中存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-），
c（Na⁺）-c （A^-）=c（OH^-）-c（H⁺）=10^-6-10^-8=9.9×10^-7mol/L，故答案為：
Ⅱ、溶液中存在質子守恒：c（OH^-）=c（H⁺）+c（HA），所以c（OH^-）-c（HA）=c（H⁺）=10^-8mol/L，故答案為：10^-8．

點評：本題考查鹽類的水解，會運用逆向思維進行分析解答本題，注意鹽溶液的堿性強弱取決于陰離子的水解能力，當pH相同時，越難水解的鹽，其濃度越大，難度中等．