Question

17．將0.2mol•L^-1 HA溶液與0.2mol•L^-1 NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液中：c（Na⁺）＞c（A^-），則（用“＞”、“＜”、“=”或具體量填寫下列空白）：
（1）混合溶液中c（H⁺）＜ c（OH^-）；原因A^-+H₂O?HA^-+OH^-（用離子方程式表示）
（2）混合溶液中c（HA）+c（A^-）=0.1mol•L^-1；
（3）混合溶液中由水電離出的c（OH^-）＞0.2mol•L^-1 HA溶液中由水電離出的c（H⁺）；
（4）25℃時，如果取0.2mol•L^-1 HA溶液與0.1mol•L^-1 NaOH溶液等體積混合，測得混合溶液的pH＜7，
則HA的電離程度＞NaA的水解程度．
（5）25℃時，若溶液由pH=3的HA溶液V₁ mL與pH=11的NaOH溶液V₂ mL混合而得，則下列說法正確的是AD（填選項代號）．
A．若反應后溶液呈中性，則c（H⁺）+c（OH^-）=2×10^-7 mol•L^-1
B．若V₁=V₂，反應后溶液pH一定等于7
C．若反應后溶液呈酸性，則V₁一定大于V₂
D．若反應后溶液呈堿性，則V₁一定小于V₂．

Answer 1

分析 （1）等物質的量的HA和NaOH恰好反應生成NaA，因為c（Na⁺）＞c（A^-），根據電荷守恒知c（H⁺）＜c（OH^-），說明A^-在溶液中部分水解；
（2）任何電解質溶液中都存在電荷守恒，根據物料守恒計算c（HA）+c（A^-）；
（3）酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離；
（4）25℃時，如果取0.2mol•L^-1 HA溶液與0.1mol•L^-1 NaOH溶液等體積混合，溶液中溶質為等物質的量濃度的NaA和HA，測得混合溶液的pH＜7，溶液呈酸性，說明酸的電離程度大于酸根離子水解程度；
（5）A．若反應后溶液呈中性，則溶液中存在c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7 mol•L^-1；
B．若V₁=V₂，要根據酸堿濃度相對大小確定溶液酸堿性；
C．若反應后溶液呈酸性，則溶液可能是酸和鹽溶液；
D．如果溶液呈堿性，則溶液可能是堿和鹽溶液，也可能只是鹽溶液．

解答 解：（1）等物質的量的HA和NaOH恰好反應生成NaA，因為c（Na⁺）＞c（A^-），根據電荷守恒知c（H⁺）＜c（OH^-），證明NaA為強堿弱酸鹽，A^-在溶液中部分水解：A^-+H₂O?HA^-+OH^-，導致溶液呈堿性，
故答案為：＜； A^-+H₂O?HA^-+OH^-；
（2）任何電解質溶液中都存在電荷守恒，二者混合時溶液體積增大一倍，溶液濃度降為原來的一半，根據物料守恒得c（HA）+c（A^-）=0.1 mol•L^-1，
故答案為：0.1 mol•L^-1；
（3）酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離，該溶液中含有弱離子的鹽，所以促進水電離，HA抑制水電離，則合溶液中由水電離出的c（OH^-）＞0.2mol•L^-1 HA溶液中由水電離出的c（H⁺），
故答案為：＞；
（4）25℃時，如果取0.2mol•L^-1 HA溶液與0.1mol•L^-1 NaOH溶液等體積混合，溶液中溶質為等物質的量濃度的NaA和HA，測得混合溶液的pH＜7，溶液呈酸性，說明酸的電離程度大于酸根離子水解程度，
故答案為：＞；
（5）A．若混合溶液呈中性，則溶液M中c（H⁺）=c（OH^-）=2×10^-7 mol•L^-1，所以溶液M中c（H⁺）+c（OH^-）=2×10^-7 mol•L^-1，故A正確；
B．如果二者體積相等，如果酸是強酸，則混合溶液呈中性，如果酸是弱酸，則混合溶液呈酸性，故B錯誤；
C．如果溶液呈酸性，則溶液是酸和鹽溶液，酸是弱酸，酸濃度大于氫氧化鈉濃度，所以V₁不一定大于V₂，故C錯誤；
D．如果溶液呈堿性，則溶液可能是堿和鹽溶液，也可能只是鹽溶液，則V₁一定小于V₂，故D正確；
故答案為：AD．

點評 本題考查酸堿混合溶液定性判斷，為高頻考點，題目難度中等，涉及鹽類水解、弱電解質的電離，明確溶液中溶質及其性質是解本題關鍵，難點是（5）題酸堿體積判斷，采用逆向思維方法分析解答．