Question

【題目】常溫下，在體積為10mL、物質的量濃度為0.1mol/L的某酸HA溶液中逐滴滴入物質的量濃度為0.lmol/L的NaOH溶液，測得混合溶液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖所示（忽略混合后溶液體積的變化）。請回答以下問題：

（1）HA為___________(填“強酸”或“弱酸”），做出該判斷的理由是____________________。

（2）常溫下，0.1mol/L NaOH溶液中由水電離出的c(OH-)=__________mol/L；B點時，溶液中由水電離出的c(OH-)=__________mol/L。

（3）B點時，混合溶液中各離子濃度的大小關系為________________________，c(HA)+ c(A-)=__________mol/L。

（4）若測得NH4A溶液的pH=7，且將HA溶液滴入(NH4)2CO3溶液中有CO2生成，則相同條件下，的物質的量濃度下列溶液的pH由小到大的順序為___________________。

a.NH4A b.NH4Cl

c.NH4HCO3 d.(NH4)2SO4

Answer 1

【答案】 弱酸 A-+ H2OHA+OH- (HA溶液與等物質的量濃度、 等體積的NaOH溶液混合后所得溶液呈堿性） 10-13 10-5 c(Na+) > c(A- )> c(OH-)> c(H+) 0.05 mol/L d<b<a<c

【解析】(1)等物質的量濃度、等體積的HA溶液與NaOH溶液混合后所得溶液呈堿性，說明NaA中存在A-+ H2OHA+OH-，可知HA為弱酸；

(2)常溫下Kw=1×10-14，0.1mol/L NaOH溶液中c(OH-)=0.1mol/L，則由水電離出的c(OH-)=c(H+)溶液===1×10-13mol/L；B點時，溶液pH=9，此時由水電離出的c(OH-)===1×10-5mol/L；

(3)B點為NaA溶液，其濃度為=0.05mol/L，溶液中存在的電荷守恒式為c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A- )，此時溶液顯堿性，則合溶液中各離子濃度的大小關系為c(Na+) ＞ c(A- )＞ c(OH-)＞ c(H+)，根據物料守恒可知：c(HA)+ c(A-)=c(Na+)=0.05mol/L；

(4)將HA溶液加到(NH4)2CO3溶液中有氣體放出，說明HA的酸性比碳酸的強，NH4A溶液為中性，說明相同條件下，氨水和HA的電離程度相同；NH4Cl是強酸弱堿鹽，銨根離子水解導致溶液呈酸性，溶液中銨根離子濃度越大，水解程度越小，但水解的個數多，所以氯化銨溶液的pH值大于硫酸銨；NH4A溶液中陰陽離子的水解程度相等，所以溶液呈中性，溶液的pH值大于氯化銨；NH4HCO3溶液中銨根離子的水解程度小于碳酸氫根離子的水解程度，溶液呈堿性，則四種溶液的pH由小到大的順序為d＜b＜a＜c。