Question

25℃時，0.1mol?L^-1的某酸HA溶液中

c(H+)

c(OH-)

=10¹⁰，請回答下列問題：
（1）HA是

弱

酸（填“強”或“弱”），寫出其電離方程式

HA?H⁺+A^-

．
（2）在加水稀釋HA的過程中，隨著水量的增加而減小的是

B

（填字母）．
A.

c(H+)

c(HA)

 B.

c(HA)

c(A-)

     C．c（H⁺）?c（OH^-） D．c（OH^-）
（3）向等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中分別加入足量Zn，產生的H₂

A

．
A．HA多    B．鹽酸多      C．二者一樣多    D．無法判斷
（4）將該HA溶液和0.1mol/LNaOH溶液按不同體積混合，所得混合溶液的pH如下表：

實驗編號	HA溶液體積（mL）	NaOH溶液體積（mL）	混合溶液的pH
甲	20.00	20.00	a
乙	20.00	V	7
丙	20.00	10.00	＜7

①請用“＞”、“＜”或“=”填寫下列空白：
a

＞

7；V

＜

 20.00；丙組混合液中：c（HA）

＜

c（A^-）
②用離子方程式表示甲組混合液pH=a的原因

A^-+H₂O?HA+OH^-

．
③乙組混合液中各種離子濃度大小關系為

c（A^-）=c（Na⁺）＞c（H⁺）=c（OH^-）

．

Answer 1

分析：（1）25℃時，0.1mol?L^-1的某酸HA中，如果該酸是強酸，則

c(H+)

c(OH-)

=10¹²，實際上

c(H+)

c(OH-)

=10¹⁰，所以該酸是弱酸，弱酸中存在電離平衡； 
（2）加水稀釋促進酸電離，氫離子濃度、酸濃度、酸根離子濃度都降低，但氫氧根離子濃度增大，注意水的離子積常數只與溫度有關，與溶液的酸堿性無關；    
（3）酸的物質的量越大，產生的氫氣越多；
（4）HA溶液是弱酸溶液，NaOH溶液是強堿溶液，等物質的量的酸、堿反應后溶液呈堿性，如果要使溶液呈中性，則酸應該稍微過量，如果等物質的量的HA和NaA混合，溶液呈酸性，則說明酸的電離程度大于酸根離子的水解程度．

解答：解：（1）25℃時，0.1mol?L^-1的某酸HA中，如果該酸是強酸，則

c(H+)

c(OH-)

=10¹²＞

c(H+)

c(OH-)

=10¹⁰，所以該酸是弱酸，弱酸在水溶液里存在電離平衡，其電離方程式為HA?H⁺+A^-，
故答案為：弱；HA?H⁺+A^-；      
（2）A．加水稀釋促進酸電離，氫離子濃度、酸濃度、酸根離子濃度都降低，但氫離子濃度減小的量小于酸分子減小的量，所以

c(H+)

c(HA)

增大，故A錯誤；
B．加水稀釋促進酸電離，酸濃度、酸根離子濃度都降低，但酸根離子濃度減小的量小于酸分子減小的量，所以氫氧根離子濃度增大，則

c(HA)

c(A-)

減小，故B正確；
C．溫度不變，水的離子積常數不變，故C錯誤；
D．加水稀釋促進酸電離，氫離子濃度降低，但氫氧根離子濃度增大，故D錯誤；
故選B；   
（3）等pH的HA溶液和鹽酸，HA是弱酸，鹽酸是強酸，所以HA的物質的量濃度大于鹽酸，等體積的HA和鹽酸，HA的物質的量大于鹽酸，所以向等體積、等pH的HA溶液和鹽酸中分別加入足量Zn，產生的H₂是HA多，故選A；  
（4）①等體積和等物質的量濃度的HA和NaOH溶液混合，酸和堿的物質的量相等，酸和堿恰好反應生成鹽，鹽是強堿弱酸鹽水解呈堿性，所以pH＞7，
NaA的溶液呈堿性，如果要使鹽溶液呈中性，則酸應該稍微過量，所以V＜20.00；
酸的體積是堿的2倍，則酸和堿反應后有剩余，且剩余的酸的物質的量和鹽的物質的量相等，溶液呈酸性，說明酸的電離程度大于酸根離子的水解程度，所以c（HA）＜c（A^-），
故答案為：＞；＜；＜；
②酸是弱酸，則酸根離子水解導致溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度而使溶液 呈酸性，水解離子方程式為：A^-+H₂O?HA+OH^-，故答案為：A^-+H₂O?HA+OH^-；
③溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），根據溶液呈電中性知，c（A^-）=c（Na⁺），因為該溶液是鹽溶液，鹽的電離程度大于水的電離程度，所以溶液中各種離子濃度的大小關系是c（A^-）=c（Na⁺）＞c（H⁺）=c（OH^-），故答案為：c（A^-）=c（Na⁺）＞c（H⁺）=c（OH^-）．

點評：本題考查了弱電解質的電離，易錯題是（2）題，注意加水稀釋時溶液中各種微粒濃度的變化，雖然促進弱電解質電離，但加入水的量遠遠大于弱電解質電離的量，為易錯點．