Question

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

（1）實驗①中混合溶液的pH=9的原因是

 

（用離子方程式表示）．
（2）實驗②中，c

 

0.2mol?L^-1，混合溶液中離子濃度c（A^-）

 

c（Na⁺）（選填“＞”、“＜”或“=”）
（3）實驗③的結果說明HA的電離程度

 

NaA的水解程度（選填“大于”、“小于”或“等于”），溶液中離子濃度由大到小的順序是

 

．
（4）實驗③中，若測得混合溶液的pH=5，則c（HA）+c（H⁺）=

 

mol?L^-1．（體積變化忽略不計，不能作近似計算）

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：

分析：（1）二者恰好反應生成NaA，溶液呈堿性，說明NaA是強堿弱酸鹽，酸根離子水解導致溶液呈堿性；
（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）等物質的量濃度的NaA和HA溶液呈酸性，說明酸的電離程度大于酸根離子水解程度；
（4）根據溶液中的質子守恒來計算．

解答： 解：（1）二者恰好反應生成NaA，溶液呈堿性，說明NaA是強堿弱酸鹽，酸根離子水解導致溶液呈堿性，水解離子方程式為A^-+H₂O?HA+OH^-，故答案為：A^-+H₂O?HA+OH^-；
（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）等物質的量濃度的NaA和HA溶液呈酸性，說明酸的電離程度大于酸根離子水解程度，溶液呈酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-），根據電荷守恒得c（A^-）＞c（Na⁺），溶液中酸的電離較微弱，所以c（Na⁺）＞c（H⁺），則溶液中離子濃度大小順序是c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（4）混合溶液的pH=5，c（H⁺）=1×10^-9mol/L，溶液中存在質子守恒：c（OH^-）=c（H⁺）+c（HA），所以c（OH^-）-c（HA）=c（H⁺）=1×10^-9mol/L，故答案為：1×10^-9．

點評：本題考查了弱電解質的電離、離子濃度大小比較等知識點，根據混合溶液酸堿性確定酸的強弱、離子濃度大小，注意（4）中根據溶液中的質子守恒來計算，難度中等．