Question

【題目】常溫下，如果取 0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合(忽略混合后溶液體積的變化)，測得混合溶液的pH＝8，試回答以下問題：

（1）混合溶液的pH＝8的原因：_______________________________(用離子方程式表示)。

（2）混合溶液中由水電離出的c(OH－)=________

（3）求出混合溶液中下列算式的精確計算結果(填具體數字)：c(Na＋)－c(A－)＝________ mol·L－1，c(OH－)－c(HA)＝________ mol·L－1。

（4）已知NH4A溶液為中性，又知HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，試推斷(NH4)2CO3溶液的pH____7(填“>”、“<”或“＝”)。

（5）將同溫度下等濃度的三種鹽溶液按pH由大到小的順序排列是________(填序號)。

a．NH4HCO3 b．NH4A c． NH4Cl

Answer 1

【答案】A－＋H2O HA＋OH－ 10－6 mol/L 0.99×10-6 10－8 ＞ a＞b＞c

【解析】

。

(1)常溫下，等物質的量的HA和NaOH恰好反應生成NaA，混合溶液呈堿性，說明NaA為強堿弱酸鹽；

(2)根據混合溶液中水電離出的c(OH-)=計算；

(3)根據溶液中存在的電荷守恒、質子守恒分析計算；

(4)NH4A溶液為中性，說明HA電離程度和一水合氨電離程度相等，HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，說明HA酸性大于碳酸，據此判斷(NH4)2CO3溶液酸堿性，據此分析解答(4)~(5)。

常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，恰好完全反應生成NaA，混合溶液的pH＝8，呈堿性，說明NaA為強堿弱酸鹽，則HA為弱酸。

(1)NaA為強堿弱酸鹽，A-水解導致NaA溶液呈堿性，水解方程式為A-+H2OHA+OH-，故答案為：A-+H2OHA+OH-；

(2)混合溶液的pH＝8，混合溶液中水電離出的c(OH-)==mol/L=10-6mol/L，故答案為：10-6mol/L；

(3)溶液中存在電荷守恒，根據電荷守恒得c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=10-6mol/L-10-8mol/L =0.99×10-6mol/L；根據質子守恒有c(HA)+c(H+)=c(OH-)，則c(OH-)-c(HA)=c(H+)=10-8mol/L，故答案為：0.99×10-6 ；10-8；

(4)NH4A溶液為中性，說明HA電離程度和一水合氨電離程度相等，HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，說明HA酸性大于碳酸，即HA電離程度大于碳酸，所以銨根離子水解程度小于碳酸根離子，溶液呈堿性，則pH＞7，故答案為：＞；

(5)NH4Cl為強酸弱堿鹽，水解后溶液顯酸性；NH4A溶液為中性，說明HA電離程度和一水合氨電離程度相等，HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，說明HA酸性大于碳酸，因此(NH4)2CO3溶液顯堿性，則同溫度下等濃度的三種鹽溶液按pH由大到小的順序排列順序為a＞b＞c，故答案為：a＞b＞c。