Question

(9分) I：常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，分别进行编号为①、②、③的实验，实验数据记录如下表

序号	HA物质的量浓度(mol·L－1)	NaOH物质的量浓度(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

请回答：（1）根据①组实验情况，分析混合溶液的pH＝9的原因是______________ ___。

(用反应的离子方程式表示)，在该溶液中下列关系式不正确的是(填序号字母)________。

A．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－) B．c(Na＋)＝c(HA)＋c(A－)

C．c(HA)＋c(H＋)＝c(OH－) D．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)＋c(HA)

（2）②组情况表明，c __0．2mol·L－1(选填“>”、“<”或“＝”)。混合溶液中离子浓度c(A－)________c(Na＋)(选填“>”、“<”或“＝”)

从③组实验结果分析，说明HA的电离程度________NaA的水解程度(选填“>”、“<”或“＝”)，离子浓度由大到小的顺序是______________________________________。

Ⅱ：室温下，若将0．1 mol·L－1盐酸滴入20 mL 0．1 mol·L－1氨水中，溶液pH随加入盐酸体积的变化曲线如下图所示。

（1）NH3·H2O的电离方程式是 。

（2）b点所示溶液中的溶质是 。

（3）c点所示溶液中，离子浓度从大到小的关系为 。

 

Answer 1

I：（1） A－＋H2OHA－＋OH－　 D

（2） >　 ＝ （3） >　 c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)

Ⅱ：（1）NH3·H2ONH＋OH– ；（2） NH4Cl NH3·H2O ；

（3）c (Cl–) ＞c (NH4+)＞c (H+)＞c (OH–)

【解析】

试题分析：I：（1）某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合后二者恰好完全反应产生盐NaA．该盐溶液显碱性，是因为该酸是弱酸，反应产生的盐水解破坏了水的电离平衡，最终使溶液中的c(OH-)>c(H+)，用离子方程式表示为A－＋H2OHA－＋OH－；A．根据溶液中的电中性原则可知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，正确；B．根据物料守恒可得c(Na＋)＝c(A-)(开始)=c(HA)＋c(A－)，正确；C．根据质子守恒可得c(HA)＋c(H＋)＝c(OH－)，正确；D．根据电荷守恒可知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，错误。（2）由于酸是弱酸，所以要使反应后溶液显中性，则应该使酸的物质的量稍微过量，因此②组情况表明，c>0．2mol/L． 根据电中性原则c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(A－)，由于溶液显中性，所以c(H＋)＝c(OH－)。故混合溶液中离子浓度c(A－)= c(Na＋)。（3）从③组实验结果分析，说明HA的电离程度大于NaA的水解程度；由于在该溶液中由于因为HA、NaA是等浓度混合的，因为c(H＋)>c(OH－),说明HA的电离大于NaA的水解；所以c(A－)>c(Na＋)。盐的电离作用远大于水的电离，所以c(Na＋)>c(H＋)。故离子浓度由大到小的顺序是 c(A－)>c(Na＋)>c(H＋)>c(OH－)；Ⅱ：（1）氨水中的一水合氨是弱电解质，在溶液中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH– ；在b点时溶液呈中性，则在该点溶液中的溶质是NH4Cl和NH3·H2O ；（3）在c点所示溶液中，c(H＋)>c(OH－),根据电荷守恒可知：c (Cl–) ＞c (NH4+)。盐的电离作用大于弱电解质的电离作用，所以c (NH4+)＞c (H+)。故离子浓度从大到小的关系为c (Cl–) ＞c (NH4+)＞c (H+)＞c (OH–)。

考点：考查弱电解质的电离、盐的水解、溶液中离子浓度的大小比较的知识。