Question

2．25℃時，已知溶液中pH=-lg c（H⁺），K_W=C（H⁺）•C（OH^-）=10^-14，K_W是只與溫度有關的常數，0.1mol/L 的HA溶液中c（H⁺）=10^-10，0.01mol/L的BOH溶液pH=12．請回答下列問題：
（1）HA是弱電解質（填“強電解質”或“弱電解質”，下同），BOH是強電解質．
（2）HA的電離方程式是HA?H⁺+A^-．
（3）在加水稀釋HA的過程中，隨著水量的增加而增大的是AD（填字母）．
A．$\frac{c（{H}^{+}）}{c（HA）}$B．$\frac{c（HA）}{c（{A}^{-}）}$
C．c（H⁺）與c（OH^-）的乘積       
D．c（OH^-）
（4）常溫下pH=12的BOH溶液100mL，加0.001mol/L NaHSO₄，使溶液的pH為11．（混合溶液體積變化忽略不計），應加450ml該濃度的 NaHSO₄溶液．

Answer 1

分析 K_W=C（H⁺）•C（OH^-）=10^-14，K_W是只與溫度有關的常數，0.1mol/L 的HA溶液中c（H⁺）=10^-10，溶液中HA中的氫離子未全部電離，說明HA為弱酸，0.01mol/L的BOH溶液pH=12．溶液中氫離子濃度=0.01mol/mol，說明BOH為強堿，
（1）完全電離的電解質為強電解質，部分電離的電解質為弱電解質；
（2）HA為弱酸存在電離平衡；
（3）在加水稀釋HA的過程中，促進HA電離平衡正向進行，平衡狀態下的微粒濃度減小，溶液中存在離子積常數，溫度不變，離子積常數不變；
（4）常溫下pH=12的BOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-12}}$mol/L=0.01mol/L，硫酸氫鈉是強酸酸式鹽，其完全電離生成鈉離子、氫離子和硫酸根離子，相當于強酸性溶液，硫酸氫鈉溶液中c（H⁺）=0.001mol/L，混合溶液pH=11＞7，混合溶液中$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.001mol/L，則混合溶液呈堿性，混合溶液中c（OH^-）=$\frac{0.01mol/L×0.1L-0.001mol/L×VL}{（0.1+V）L}$=0.001mol/L，據此計算V值．

解答 解：K_W=C（H⁺）•C（OH^-）=10^-14，K_W是只與溫度有關的常數，0.1mol/L 的HA溶液中c（H⁺）=10^-10，溶液中HA中的氫離子未全部電離，說明HA為弱酸，0.01mol/L的BOH溶液pH=12．溶液中氫離子濃度=0.01mol/mol，說明BOH為強堿，
（1）上述分析可知，HA為弱酸為弱電解質，BOH是強堿屬于強電解質，故答案為：弱電解質；強電解質；
（2）HA為弱酸存在電離平衡，電離方程式為：HA?H⁺+A^-，故答案為：HA?H⁺+A^-；
（3）在加水稀釋HA的過程中，促進HA電離平衡正向進行，平衡狀態下的微粒濃度減小，溶液中存在離子積常數，溫度不變，離子積常數不變，
A．加水稀釋促進電離，$\frac{c（{H}^{+}）}{c（HA）}$之比可以比較物質的量之比，則比值增大，故A正確；
B．加水稀釋促進電離，$\frac{c（HA）}{c（{A}^{-}）}$之比可以比較物質的量之比，比值減小，故B錯誤；
C．溫度不變，溶液中離子積常數不變，c（H⁺）與c（OH^-）的乘積不變，故C錯誤；
D．加水稀釋，溶液中氫離子濃度減小，c（H⁺）與c（OH^-）的乘積不變，c（OH^-）增大，故D正確；
故答案為：AD；
（4）常溫下pH=12的BOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-12}}$mol/L=0.01mol/L，硫酸氫鈉是強酸酸式鹽，其完全電離生成鈉離子、氫離子和硫酸根離子，相當于強酸性溶液，硫酸氫鈉溶液中c（H⁺）=0.01mol/L，混合溶液pH=11＞7，混合溶液中$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.001mol/L，則混合溶液呈堿性，混合溶液中c（OH^-）=$\frac{0.01mol/L×0.1L-0.001mol/L×VL}{（0.1+V）L}$=0.001mol/L，x=450mL，
故答案為：450mL．

點評 本題考查弱電解質的電離、鹽類水解、酸堿混合溶液定性判斷等知識點，為高頻考點，正確判斷電解質強弱是解本題關鍵，難點是混合溶液有關計算，注意：離子積常數只與溫度有關，與溶液酸堿性及濃度無關，題目難度中等．