Question

(1) 常温下，已知0.1 mol·L^－1一元酸HA溶液中c(OH^－) / c(H⁺)＝1×10^－8。
①常温下，0.1 mol·L^{－1 HA}溶液的pH=       ；写出该酸（HA）与NaOH溶液反应的离子方程式：                                       ；
②pH＝3的HA与pH＝11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中4种离子物质的量浓度大小关系是：                                          。
(2) 常温下，向pH=a的氨水中加入等体积盐酸时，溶液呈中性，则此盐酸的pH   14－a（＞、＜、＝）
(3) 向物质的量浓度均为0.01mol·L^-1的MnCl₂和BaCl₂混合溶液中，滴加Na₂CO₃溶液，先沉淀的离子是     ，当两种难溶电解质共存时，溶液中c(Ba²⁺)/c(Mn²⁺)      。（此温度下，Ksp(BaCO₃)=8.1×10^－9、Ksp(MnCO₃)=1.8×10^－11）
（4）设Ka、Kh、Kw分别表示CH₃COOH的电离平衡常数、CH₃COO^－的水解平衡常数和水的离子积常数，则三者之间的关系为：                  

Answer 1

（14分）
（1）①3 ， HA+OH^－=A^－+H₂O                        (各2分)
②c(A^－)>c(Na⁺)>c(H⁺)>c(OH^－)                         (2分)
（2）＜                                                 (2分)
（3）Mn²⁺，450                                         各2分）
（4）Ka·Kh＝Kw                                         (2分)

解析试题分析：（1）①c（OH^－）/c（H^＋）=1×10^-8，c（OH^－）×c（H^＋）=1×10^-14，所以c（OH^－）=10^-11mol·L^－1，则c（H^＋）=10^-3mol·L^－1，所以溶液的pH=3；氢离子浓度小于酸的浓度，所以该酸是弱酸，该酸（HA）与NaOH溶液反应的离子方程式为：HA+OH^－═A^－+H₂O．
故答案为：3；HA+OH^－═A^－+H₂O．
②pH=11的NaOH溶液中c（OH^－）=10^-3mol·L^－1，HA是弱酸，酸的浓度远远大于氢离子浓度，所以pH=3的HA与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的溶质是酸和盐，溶液呈酸性，所以溶液中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，酸根离子浓度大于钠离子浓度，溶液中4种离子物质的量浓度大小关系是c（A^－）＞c（Na^＋）＞c（H^＋）＞c（OH^－），
故答案为：c（A^－）＞c（Na^＋）＞c（H^＋）＞c（OH^－）．
（2）假设氨水是强电解质时，pH=a的氨水中氢氧根离子浓度=10^a-14mol·L^－1，向pH=a的氨水中加入等体积盐酸时，溶液呈中性，则氢氧根离子浓度等于氢离子浓度，所以盐酸的pH=14-a；实际上氨水是弱碱，等体积的酸和碱混合后溶液呈中性，说明酸的浓度大于碱的浓度，则盐酸的pH＜14-a，故选＜．
（3）碳酸钡的溶度积常数等于碳酸锰的溶度积常数，所以锰离子先沉淀；当两种难溶电解质共存时，则
c（CO₃^2－）=c（Mn^2＋）=，溶液中c（Ba^2＋）=，c（Ba^2＋）：c（Mn^2＋）=：==450．
故答案为：Mn^2＋；450．
（4），，Kw=C（H^＋）．C（OH^－），所以Ka·Kh=Kw．
故答案为：Ka·Kh=Kw．
考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡；pH的简单计算；酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算