Question

【題目】按要求回答下列問題：

（1）常溫下，測得0.1 mol·L－1Na2A溶液的pH＝8，則Na2A溶液中各離子的濃度大小關系為______________。

（2）將0.2000 mol·L－1HB溶液與0.1000 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液中c（Na＋）<c（B－）。

①混合溶液中c（B－）________（填“>”“<”或“＝”）c（HB）。

②混合溶液中c（HB）＋c（B－）________（填“>”“<”或“＝”）2c（Na＋）。

（3）已知在常溫下常見弱酸的電離平衡常數(shù)Ka如表所示：

①同物質的量濃度的CH3COONa、NaClO、NaCN溶液中陰離子（不含OH－）濃度大小關系為____________。

②同pH的下列4種物質的溶液分別加水稀釋100倍，pH變化最小的是________（填字母）。

a HCN b HClO c H2CO3 d CH3COOH

③常溫下物質的量濃度相同的醋酸和醋酸鈉混合液的pOH＝8，則c（CH3COO－）－c（CH3COOH）＝____________（用數(shù)值列出計算式即可） mol·L－1。

Answer 1

【答案】 > = CH3COO->ClO->CN- a 2×10-6-2×10-8

【解析】

（1）常溫下，測得0.1 mol·L－1Na2A溶液的pH＝8，說明該鹽屬于強堿弱酸鹽，水解顯堿性，據(jù)此進行分析離子濃度大小關系；

（2）將0.2000 mol·L－1HB溶液與0.1000 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合后溶液中的溶質為NaB和HB，且其物質的量之比為1:1；溶液中存在電荷守恒：，因為c（Na＋）<c（B－），故c（H＋）>c（OH－）溶液顯酸性；因為題目中問到了c（HB），故HB為弱酸；

（3）弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，其酸根陰離子的水解程度越弱。

（1）Na2A溶液pH＝8，說明存在水解，Na2A溶液中存在的電離：；（微弱）；Na2A溶液中存在的水解：；；Na2A溶液中各離子的濃度大小關系為：；

（2）①溶液存在電離：；同時存在水解;根據(jù)溶液顯酸性可知電離程度大于水解程度，所以c（B－）>c（HB）故答案為：>；

②根據(jù)物料守恒可知c（HB）＋c（B－）=2c（Na＋），故答案為：=；

（3）①根據(jù)圖表提供信息可知電離平衡常數(shù)：CH3COOH>HClO>HCN；故水解程度：CH3COONa<NaClO<NaCN，所以陰離子（不含OH－）濃度大小關系為CH3COO->ClO->CN-，故答案為：CH3COO->ClO->CN-；

②加水稀釋時酸性越弱pH值變化越小，故答案為：a；

③根據(jù)常溫下pOH＝8，可知c(OH)=1×10-8 mol·L－1，c(H+)=1×10-6 mol·L－1；溶液中的電荷守恒為：；物料守恒為：；相減消去鈉離子可得：，故答案為： 2×10-6-2×10-8。