Question

11．常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，分別進行編號為①、②、③的實驗，實驗數據記錄如下表

實驗編號	HA物質的量濃度（mol•L-1）	NaOH物質的量濃度（mol•L-1）	混合溶液的pH
①	0.1	0.1	pH=9
②	c	0.2	pH=7
③	0.2	0.1	pH＜7

請回答：
（1）根據①組實驗情況，分析混合溶液的pH=9的原因是H₂O+A^-?HA+OH^-．（用反應的離子方程式表示），在該溶液中下列關系式正確的是（填序號字母）BD．
A．c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-）+c（HA）   B．c（Na⁺）=c（HA）+c（A^-）
C．c（HA）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（Na⁺）            D．c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-）
（2）②組情況表明，c＞0.2mol•L^-1（選填“＞”、“＜”或“=”）．混合溶液中離子濃度c（A^-）=c（Na⁺）（選填“＞”、“＜”或“=”）
（3）從③組實驗結果分析，說明溶液中離子濃度由大到小的順序是c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

Answer 1

分析 （1）等體積等濃度的氫氧化鈉與HA混合，恰好生成NaA，溶液顯示堿性，說明NaA為強堿弱酸鹽，A^-水解導致溶液顯示堿性；根據電荷守恒、物料守恒比較溶液中各離子濃度之間的關系；
（2）根據c=0.2mol/L時，溶液顯示堿性，則加入的HA的物質的量應該稍大，則c應該大于0.2mol/L；根據溶液的pH=7及電荷守恒可知鈉離子與A^-的濃度相等；
（3）由③組實驗結果可知，混合后為HA與NaA的混合液，pH＜7，酸的電離大于鹽的水解，并由離子的濃度比較大小．

解答 解：（1）等體積等濃度混合，恰好生成正鹽，溶液的pH=9，則生成強堿弱酸鹽，所以HA為弱酸，A^-水解導致溶液顯示堿性，水解方程式為：H₂O+A^-?HA+OH^-；
A．根據電荷守恒可知：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-），故A錯誤；
B．根據物料守恒可知：c（Na⁺）=c（HA）+c（A^-），故B正確；
C．由電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-）、物料守恒c（Na⁺）=c（HA）+c（A^-）可知，c（HA）+c（H⁺）=c（OH^-），故C錯誤；
D．根據電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-），故D正確；
故答案為：H₂O+A^-?HA+OH^-；BD；
（2）若酸為強酸，等體積等濃度混合時pH=7；而HA為弱酸，等體積等濃度混合溶液的pH大于7，則為保證pH=7，應使酸濃度大于0.2mol/L；
由電荷守恒可知c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），c（H⁺）=c（OH^-），則c（A^-）=c（Na⁺），
故答案為：＞；=；
（3）由③組實驗結果可知，混合后為HA與NaA的混合液，pH＜7，酸的電離大于鹽的水解，電離顯酸性，c（H⁺）＞c（OH^-），電離大于水解，則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，注意弱電解質的電離特點結合電荷守恒解答該題．