Question

常溫時，將某一元酸HA溶液與NaOH溶液等體積混合：
（1）若c （HA）=c （NaOH）=0．lmol/L，測得混合后溶液的pH＞7．
①不能證明HA是弱電解質的方法是

 

A．測得0.1mol/L HA的pH＞l  B．測得NaA溶液的pH＞7
C．pH=l的HA溶液與鹽酸，稀釋100倍后，鹽酸的pH變化大
D．用足量鋅分別與相同pH、相同體積的鹽酸和HA溶液反應，產生的氫氣一樣多
②混合溶液中，關系式一定正確的是

 

A．c（A^-）＞c（Na⁺）c（OH^-）＞c（H⁺）     B．c（A^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺）
C．c（HA）+c（A^-）=0.1mol/L            D．c（ HA）+c（ H⁺）=c（OH^-）
③若HA+B^2-（少量）=A^-+HB^-、H₂B（少量）+2C^-=B^2-+2HC、HA+C^-=A^-+HC，
則相同pH的 ①NaA溶液  ②Na₂B溶液  ③NaHB溶液  ④NaC溶液，其物質的量濃度由大到小的順序為

 

（填序號）．
（2）若c（ HA）=c（NaOH）=0.1mol/L，測得混合后溶液的pH=7．
①現將一定濃度的HA溶液和0.1mol/L NaOH溶液等體積混合后，所得溶液的pH跟該濃度的HA溶液稀釋10倍后所得溶液的pH相等，則HA溶液的物質的量濃度為

 

mol/L
②用標準的NaOH溶液滴定未知濃度的HA時，下列操作能引起所測HA濃度偏大的是

 

．
A．用蒸餾水洗滌錐形瓶后，用待測HA溶液進行潤洗
B．滴定前發(fā)現滴定管的尖嘴部分有氣泡，滴定后消失
C．裝NaOH的堿式滴定管未用標準的NaOH溶液潤洗
D．滴定前仰視，滴定后俯視讀數
（3）若c（HA）=0.04mol/L，c（NaOH）═0.02mol/L．
①若HA為CH₃COOH，該溶液顯酸性，溶液中所有離子按濃度由大到小排列的順序是

 

．
②若HA為強酸，99℃時（Kw=10^-12），將兩種溶液等體積混合后，溶液中由水電離出的H⁺濃度為

 

mol/L（假設混合后溶液體積為兩溶液體積之和）．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算,弱電解質在水溶液中的電離平衡,中和滴定

專題：實驗題,電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）①根據弱酸屬于弱電解質，溶液中部分電離出氫離子，弱酸根離子在溶液中能夠發(fā)生水解，強堿弱酸鹽水解顯示堿性等進行判斷；也可以通過溶液的稀釋，根據溶液pH變化判斷HA屬于弱酸；
②根據溶液中的電荷守恒和物料守恒分析；
③根據反應方程式判斷出酸性強弱，酸性越弱，則鹽的水解程度越大，PH相同時，濃度越小；
（2）若c（ HA）=c（NaOH）=0.1mol/L，測得混合后溶液的pH=7，說明HA為強酸，
①設HA濃度為c，體積為V，則有：

cV-0.1V

2V

=

cV

10V

，以此進行計算；
②根據c（酸）×V（酸）=V（堿）×c（堿），分析不當操作對c（酸）的影響，以此判斷濃度的誤差；
（3）①溶液顯酸性，則有c（H⁺）＞c（OH^-），根據溶液電中性分析；
②計算反應后溶液的c（H⁺），根據c（H⁺）×c（OH^-）=10^-12計算．

解答： 解：（1）①A．測得0.1mol/L的HA溶液的pH＞1，說明溶液中氫離子濃度小于0.1mol/L，HA在溶液中部分電離出氫離子，HA屬于弱酸，故A正確；
B．測得NaA溶液的pH＞7，說明A^-能水解，則HA屬于弱酸，故B正確；
C．pH=l的HA溶液與鹽酸，稀釋100倍后，鹽酸的pH變化大，說明HA中存在電離平衡，則HA屬于弱酸，故C正確；
D．用足量鋅分別與相同pH、相同體積的鹽酸和HA溶液反應，產生的氫氣一樣多，說明HA中電離出來的氫離子與HCl一樣多，則說明HA為強酸，故D錯誤；
故答案為：D；
②A．已知混合溶液中存在電荷守恒為：c（A^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），若c（A^-）＞c（Na⁺），則c（OH^-）＜c（H⁺），故A錯誤；
B．已知混合溶液中存在電荷守恒為：c（A^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），故B正確；
C．混合溶液中存在物料守恒，混合后濃度變?yōu)樵瓉淼囊话�，則c（HA）+c（A^-）=0.05mol/L，故C錯誤；
D．由物料守恒得：c（HA）+c（A^-）=c（Na⁺），電荷守恒為：c（A^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），以上兩式相減的：c（ HA）+c（ H⁺）=c（OH^-），故D正確；
故答案為：BD；
③若HA+B^2-（少量）=A^-+HB^-、H₂B（少量）+2C^-=B^2-+2HC、HA+C^-=A^-+HC，則酸性：H₂B＞HA＞HB^-＞HC，酸性越弱，則鹽的水解程度越大，PH相同時，濃度越小，所以物質的量濃度由大到小的順序為③①②④；
故答案為：③①②④；
（2）若c（ HA）=c（NaOH）=0.1mol/L，測得混合后溶液的pH=7，說明HA為強酸，
①設HA濃度為c，體積為V，則有：

cV-0.1V

2V

=

cV

10V

，則c=0.125，故答案為：0.125；
②A．用蒸餾水洗滌錐形瓶后，用待測HA溶液進行潤洗，則V（堿）偏大，所測HA濃度偏大，故A正確；
B．滴定前發(fā)現滴定管的尖嘴部分有氣泡，滴定后消失，則V（堿）偏大，所測HA濃度偏大，故B正確；
C．裝NaOH的堿式滴定管未用標準的NaOH溶液潤洗，則V（堿）偏大，所測HA濃度偏大，故C正確；
D．滴定前仰視，滴定后俯視讀數，會導致則V（堿）偏小，所測HA濃度偏小，故D錯誤；
故答案為：ABC；
（3）①溶液呈酸性，則有c（H⁺）＞c（OH^-），根據溶液呈電中性，則有c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），所以c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺），雖然反應后剩余的醋酸和鈉離子的物質的量相等，而醋酸為弱電解質，部分電離，則有c（Na⁺）＞c（H⁺），所以c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
②若HA為強酸，反應后酸過量，則有：c（H⁺）=

0.04mol/L×V-0.02mol/L×V

2V

=0.01mol/L，
99℃時，Kw=10^-12，則c（H⁺）×c（OH^-）=10^-12，
c（OH^-）=10^-10，與水電離出的c（H⁺）相等，
故答案為：10^-10．

點評：本題考查較為綜合，涉及酸堿混合的計算，鹽類的水解以及弱電解質的電離，題目難度較大，做題中注意溶液中的守恒的利用，即質子守恒、物料守恒以及電荷守恒等．