Question

已知MOH為一元弱堿，25℃時，電離常數K_b=1×10^-6mol?L^-1，
（1）25℃時，將0.2mol?L^-1 HCl溶液與0.2mol?L^-1 MOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=6，此時混合溶液中由水電離出的c（H⁺）=Amol?L^-1，若0.2mol/L HCl溶液中由水電離出的c（H⁺）=Bmol?L^-1，則：
①比較A

 

B．（填“＞”、“＜”或“=”）
②根據電荷守恒，計算混合溶液中c（Cl^-）-c（M⁺）=

 

 mol?L^-1．（精確計算，填具體數字）
（2）25℃時，0.01mol?L^-1 MOH溶液的pH=10，將其與等體積pH=4的鹽酸溶液混合，則混合溶液的pH

 

 7（填“＞”、“＜”或“=”），試求此時溶液中MCl的水解平衡常數K_h=

 

mol/L．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）①室溫下取0.2mol?L^-1HCl溶液與0.2mol?L^-1 MOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=6，說明得到的鹽是強酸弱堿鹽，其溶液呈酸性，含有弱根離子的鹽促進水電離；
②根據物料守恒和電荷守恒計算離子濃度大��；
（2）MOH為弱電解質，二者混合后堿過量，溶液顯示堿性；根據MCl的水解方程式M⁺+H₂O?MOH+H⁺寫出水解平衡常數表達式，再根據水的離子積及MOH的電離常數計算出K_h．

解答： 解：（1）①等體積等濃度的鹽酸和MOH恰好反應生成鹽，得到的鹽溶液呈酸性，說明該鹽是強酸弱堿鹽，含有弱根離子的鹽促進水電離，酸抑制水電離，所以混合溶液中水電離出的c（H⁺）＞0.2 mol?L^-1 HCl溶液中水電離出的c（H⁺），即A＞B，
故答案為：＞；
②根據電荷守恒c（M⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）得：c（Cl^-）-c（M⁺）=c（H⁺）-c（OH^-）=10^-6 mol/L-10^-8 mol/L=9.9×10^-7mol?L^-1，
故答案為：9.9×10^-7；
（2）25℃時，0.01mol?L^-1 MOH溶液的pH=10，氫氧根離子濃度為10^-4mol?L^-1，pH=4的鹽酸中氫離子濃度為10^-4mol?L^-1，由于MOH為弱堿，則反應后MOH過量，溶液顯示堿性，即pH＞7；MCl的水解方程式為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺，則溶液中MCl的水解平衡常數K_h=

c(MOH)?c(H+)

c(M+)

=

KW c(OH-)

c(M+) c(MOH)

=

KW

Kb

=10^-8mol/L，
故答案為：＞；10^-8．

點評：本題考查了酸堿混合后溶液定性判斷及溶液酸堿性與pH的簡單計算，題目難度中等，注意掌握溶液酸堿性與溶液的pH的計算方法，（2）為難點和易錯點，注意明確計算MCl的水解平衡常數的方法．