Question

（1）常溫下，將NH₃·H₂O與鹽酸等體積混合，實驗數據如下：

組別	NH3·H2O	HCl	混合溶液的pH值
甲	c（NH3·H2O）=0.1mol·L-1	c（HCl）=0.1mol·L-1	pH=a
乙	NH3·H2O的pH=12	HCl的pH=2	pH=b
丙	c（NH3·H2O）=A mol·L-1	c（HCl）=0.1mol·L-1	pH=c

 

針對甲、乙、丙三組實驗，回答下列問題：

①甲組反應后，溶液中離子濃度的大小順序為__________________；

②乙組b     7(填“＞”、“＜”或“＝”)

③丙組溶液混合后c＝7，A   0.1mol·L^-1(填“＞”、“＜”或“＝”)

④甲中a＝6，混合溶液中c(Cl^－)－c(NH₄^＋)= ____________mol·L^-1 (列式表示結果，不能做近似計算)。（2）常溫下，在20.0mL 0.20mol/LCH₃COONa溶液中滴加0.20mol/L的稀鹽酸。溶液的PH 的變化關系如右圖所示。

①a ＞7.0的理由是（用離子方程式表示）                                           。

②當加入的鹽酸的體積為20.0mL時，測定溶液中的c（H⁺）為1.3×10^{-3 ­}mol/L，求CH₃COOH的電離平衡常數K_a                  （設混合后的體積為二者的體積之和，計算結果保留兩位有效數字。）

 

Answer 1

【答案】

（1）c(Cl^－)＞c(NH₄^＋)＞c(H^＋)＞c(OH^－)（2分）；＞（2分）；＞（2分）；10^－6－10^－8（2分）

（2）CH₃COO^－＋H₂OCH₃COOH＋OH^－（2分）；1.7×10^－5（3分）

【解析】

試題分析：（1）①甲組實驗中氨水和鹽酸的濃度、體積相同，二者恰好反應生成氯化銨。由于NH₄^＋水解溶液顯酸性，因此溶液中離子濃度大小關系是c(Cl^－)＞c(NH₄^＋)＞c(H^＋)＞c(OH^－)。

②鹽酸是強酸，氨水是弱堿。因此pH＝12的氨水濃度大于0.01mol/L，所以在體積相等的條件下二者反應氨水過量，溶液顯堿性，因此溶液的pH＞7。

③丙組溶液混合后c＝7，這說明氨水和鹽酸反應后溶液顯中性。由于二者恰好反應時，溶液顯酸性。因此要使反應后的溶液顯中性，則氨水要過量，所以強酸的濃度A＞0.1mol/L。

④甲中a＝6，所以在常溫下溶液中c(H^＋)＝10^－6mol/L，c(OH^－)＝10^－8mol/L.根據電荷守恒可知c(Cl^－)+c(OH^－)＝c(NH₄^＋)+c(H^＋)，所以混合溶液中c(Cl^－)－c(NH₄^＋)＝c(H^＋)－c(OH^－)＝(10^－6－10^－8)mol/L。

（2）①醋酸鈉是強堿弱酸鹽，溶于水CH₃COO^－水解，溶液顯堿性，反應的離子方程式為CH₃COO^－＋H₂OCH₃COOH＋OH^－。

②當加入的鹽酸的體積為20.0mL時，二者恰好反應生成醋酸和氯化鈉，其中c(Cl^－)＝c(Na^＋)，則根據電荷守恒可知c(CH₃COO^－)+c(Cl^－)+c(OH^－)＝c(Na^＋)+c(H^＋)，即c(CH₃COO^－)+c(OH^－)＝c(H^＋)，所以c(CH₃COO^－)＝c(H^＋)－c(OH^－)≈c(H^＋)＝1.3×10^{-3 ­}mol/L。根據物料守恒可知溶液中c(CH₃COOH)＝0.10mol/L－1.3×10^{-3 ­}mol/L＝98.7×10^{-3 ­}mol/L，所以CH₃COOH的電離平衡常數K_a＝＝=1.7×10^－5。

考點：考查溶液酸堿性判斷、離子濃度大小比較以及電離平衡常數的計算