Question

弱酸及其鹽在水中存在著多種平衡關(guān)系．
（1）已知NaA水溶液呈堿性，常溫下將0.10mol NaA和0.05mol HCl溶于水，得到1L溶液．
①已知該混合溶液為弱酸性，則溶液中各離子濃度由大到小的順序為

 

；
②向上述混合液中再加入0.03mol NaOH，溶液中n（A^-）+n（OH^-）-n（H⁺）=

 

mol．
（2）二氧化碳在水中除了存在H₂CO₃和HCO

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的電離平衡外，還存在著如下平衡：CO₂（g）?CO₂（aq）；
CO₂（aq）+H₂O?H₂CO₃（aq）．人體血液的pH通常穩(wěn)定在7.35～7.45之間，這是多種因素共同作用的結(jié)果．其中，血液里存在的HCO

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NaHCO₃環(huán)境是血液pH保持穩(wěn)定的重要因素，據(jù)此回答．
①當(dāng)c（H⁺）增大時，血液中消耗H⁺離子的離子方程式為

 

；
②當(dāng)c（OH^-）增大時，血液的pH也能保持基本穩(wěn)定，試結(jié)合電離方程式簡要說明．

 

．

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）①NaA水溶液呈堿性，說明A^-離子水解，HA是弱酸，常溫下將0.10molNaA和0.05molHCl溶于水，發(fā)生反應(yīng)，NaA+HCl=NaCl+HA，依據(jù)定量計算得到溶液中含有0.05molNaA，得0.05molHA，0.05molNaCl；得到pH＜7的溶液，說明溶液呈酸性，同濃度溶液中HA電離大于A^-離子的水解；依據(jù)溶液中電荷守恒，電荷守恒，酸堿性分別計算分析判斷；
②根據(jù)電荷守恒可得n（A^-）+n（OH^-）-n（H⁺）=c（Na⁺）-c（Cl^-），然后根據(jù)鈉離子、氯離子總物質(zhì)的量進(jìn)行計算；
（2）①當(dāng)氫離子濃度增大時，碳酸氫根離子消耗氫離子生成碳酸；
②根據(jù)電離平衡H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺進(jìn)行解答，當(dāng)氫氧根離子濃度增大，則氫離子消耗氫氧根離子．

解答： 解：（1）①常溫下將0.10mol NaA和0.05mol HCl溶于水，得到1L溶液，得到的溶液中含有0.05molNaA、0.05molHA、0.05molNaCl；溶液的pH＜7，說明溶液呈酸性，同濃度溶液中HA電離大于A^-離子的水解，c（A^-）＞c（Cl^-）、c（H⁺）＞c（OH^-），則溶液中離子濃度大小為：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
②根據(jù)混合液中電荷守恒可得：n（A^-）+n（OH^-）+c（Cl^-）=c（Na⁺）+n（H⁺），則n（A^-）+n（OH^-）-n（H⁺）=c（Na⁺）-c（Cl^-）=0.03mol+0.10nol-0.05mol=0.08mol，
故答案為：0.08；
（2）①當(dāng)c（H⁺）增大時，血液中碳酸氫根離子消耗H⁺離子生成碳酸，使血液的pH基本穩(wěn)定，反應(yīng)的離子方程式為：HCO₃^-+H⁺=H₂CO₃，
故答案為：HCO₃^-+H⁺=H₂CO₃；
②血液中存在平衡：H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺，當(dāng)c（OH^-）增大時，氫離子與氫氧根離子生成水，消耗了氫氧根離子，使血液的pH保存基本穩(wěn)定，
故答案為：H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺，當(dāng)c（OH^-）增大時，H⁺與OH^-離子生成水，消耗了OH^-離子，使血液的pH保存基本穩(wěn)定．

點評：本題考查了弱電解質(zhì)的電離及其影響、溶液中離子濃度大小比較，題目難度中等，注意掌握影響弱電解質(zhì)的電離平衡的因素，能夠根據(jù)電荷守恒、物料守恒、鹽的水解判斷溶液中各離子濃度大小，試題培養(yǎng)了學(xué)生靈活應(yīng)用所學(xué)知識的能力．