(2014?濱州一模)(l)常溫下,如果取0.1mol?L-1HA溶液與0.1mol?L-1NaOH溶液等體積混合,測得混合液的pH=8.混合液中由水電離出的OH-濃度與0.1mol?L-1NaOH溶液中由水電離出的OH-濃度之比為
107:1
107:1

(2)相同溫度下,將足量硫酸鋇固體分別放入相同體積的①0.1mol?L-1硫酸鋁溶液  ②0.1mol?L-1氯化鋇溶液  ③蒸餾水  ④0.1mol?L-1硫酸溶液中,Ba2+濃度由大到小的順序是
②③④①
②③④①
.(用序號填寫)
(3)常溫下,將a mol?L-1的氨水與0.1mol?L-1的鹽酸等體積混合,當(dāng)溶液中c(NH4+)=c(Cl-)時,用含a的代數(shù)式表示NH3?H2O的電離常數(shù)Kb=
10-8
a-0.1
10-8
a-0.1
mol?L-1
分析:(1)常溫下,等物質(zhì)的量的一元酸HA和NaOH恰好反應(yīng),其混合溶液呈堿性,則說明HA是弱酸,含有弱根離子的鹽促進(jìn)水電離,根據(jù)鹽溶液的pH計算水電離出的c(OH-),根據(jù)c(NaOH)及水的離子積常數(shù)計算水中氫離子濃度,溶液中氫離子濃度等于水電離出的c(OH-),從而得出結(jié)論;
(2)含有相同離子的溶液能抑制硫酸鋇的溶解;  
(3)根據(jù)電荷守恒及反應(yīng)平衡時溶液中c(NH4+)=c(Cl-)分析溶液的酸堿性,利用離子濃度來計算電離常數(shù).
解答:解:(1)常溫下,等物質(zhì)的量的一元酸HA和NaOH恰好反應(yīng),其混合溶液呈堿性,則說明HA是弱酸,該鹽溶液中氫氧根離子全部來自于水,鹽溶液中c(OH-)=
10-14
10-8
mol/L
=10-6 mol/L,0.1mol?L-1NaOH溶液中c(H+)等于由水電離出的氫氧根離子濃度,即c(H+)=c(OH-)(水電離出的)=
10-14
0.1
mol/L
=10-13 mol/L,所以混合液中由水電離出的OH-濃度與0.1mol?L-1NaOH溶液中由水電離出的OH-濃度之比=10-6 mol/L:10-13 mol/L=107:1,故答案為:107:1;
(2)根據(jù)難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)知,溶液中硫酸根離子濃度越大,硫酸鋇的溶解度越小,鋇離子濃度越低,氫氧化鋇能抑制硫酸鋇的電離,但氫氧化鋇溶液中含有鋇離子,所以鋇離子濃度最大,水中的鋇離子濃度次之,硫酸鋁溶液和硫酸溶液中都含有硫酸根離子,抑制硫酸鋇的電離,硫酸鋁中的硫酸根濃度大于硫酸中的濃度,所以硫酸鋁溶液中鋇離子的濃度小于硫酸溶液中鋇離子濃度,所以鋇離子濃度大小順序是②③④①,故答案為:②③④①;
(3)根據(jù)溶液的電中性原則,c(NH4+)=c(Cl-),則c(H+)=c(OH-),則溶液顯中性,溶液中c(NH4+)=c(Cl-)=
1
2
×0.1mol?L-1=0.05mol?L-1,;[H+]=[OH-]=1×10-7 mol?L-1(因為是25℃下且為中性),故混合后溶液中c(NH3.H2O)=
1
2
×amol?L-1-0.05mol?L-1=(0.5a-0.05)mol/L,NH3?H2O的電離常數(shù)Kb=
10-7×0.05
0.5a-0.05
mol/L=
10-8
a-0.1
mol/L,
故答案為:
10-8
a-0.1
點評:本題涉及難溶物的溶解平衡、弱電解質(zhì)的電離等知識點,難度中等,注意酸或堿中由水電離出的氫離子或氫氧根離子濃度的計算方法,為易錯點.
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