Question

常溫下，將3種一元酸分別和NaOH溶液等體積混合，實驗數據如下：

組別	一元酸	NaOH	混合溶液的pH
甲	c（HX）=0.1mol/L	c（NaOH）=0.1mol/L	pH=a
乙	c（HY）=c1 mol/L	c（NaOH）=0.1mol/L	pH=7
丙	c（HZ）=0.1mol/L	c（NaOH）=0.1mol/L	pH=9
丁	pH=2  HZ	pH=12  NaOH	pH=b

（1）甲組實驗中HX為弱酸，a

＞

7（填“＜”，“=”或“＞”），混合溶液中離子濃度由大到小順序為

c（Na⁺）＞c（X^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

．
（2）乙組實驗中HY為強酸，則HY溶液的pH=

1

．
（3）丙組實驗發生反應的離子方程式為

HZ+OH^-=H₂O+Z^-

，所得溶液中由水電離出的c （OH^-）=

10^-5

mol/L．
（4）丁組實驗中b

＜

7（填“＜”，“=”或“＞”）．

Answer 1

分析：（1）酸和堿恰好反應，根據鹽的類型確定溶液的酸堿性，明確“誰強誰先性”的規律；溶液中弱根離子能水解導致溶液呈一定的酸堿性，再結合陰陽離子所帶電荷相等對溶液中離子進行排序；
（2）先根據溶液的酸堿性判斷酸的濃度，再根據酸的強弱計算溶液中氫離子的濃度，從而計算溶液的pH值；
（3）酸、堿的物質的量相等溶液呈堿性說明酸是弱酸，根據離子方程式的書寫規則書寫；根據水的離子積常數和溶液的PH值計算水電離的氫氧根離子濃度；
（4）酸是弱酸，氫離子和氫氧根離子濃度相等時，酸的物質的量遠遠大于堿的物質的量，導致酸過量，溶液呈酸性．

解答：解：（1）甲組實驗中HX為弱酸，酸和堿的濃度相等，所以等體積的酸和堿的物質的量相等，恰好反應生成鹽和水，生成的鹽是強堿弱酸鹽其水溶液呈堿性，溶液的PH值大于7，所以溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，因為溶液呈電中性，溶液中陰陽離子所帶電荷相等，所以溶液中鈉離子濃度大于酸根離子濃度，鹽以電離為主水解為次，所以酸根離子濃度大于氫氧根離子濃度，故答案為：＞，c（Na⁺）＞c（X^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（2）乙組實驗中HY為強酸，等體積混合后溶液呈中性，說明酸的濃度和堿的濃度相等都是0.1mol/L，酸是強酸，所以酸溶液中氫離子濃度是0.1mol/L，酸溶液中pH=1，
故答案為：1；
（3）等物質的量的酸、堿反應后溶液呈堿性乙組實驗中HY為強酸，說明酸是弱酸，酸和堿反應的離子方程式為HZ+OH^-=H₂O+Z^-，常溫下，PH=9的溶液中氫離子濃度10^-9mol/L，則氫氧根離子濃度是10^-5mol/L，故答案為：HZ+OH^-=H₂O+Z^-；10^-5；
（4）酸是弱酸，酸的PH=2時，酸的濃度大于0.01mol/L，所以等體積的酸和堿混合后酸過量，導致溶液的pH小于7，故答案為：＜．

點評：本題考查了酸、堿反應后溶液的酸堿性判斷，難度不大，明確“誰強誰顯性、誰弱誰水解”的規律是解本題的關鍵，注意弱電解質的離子方程式要寫化學式不寫離子．