Question

Ⅰ常溫下，向100mL0.01mol?L^-1HA溶液中逐滴加入0.02mol?L^-1MOH溶液，圖中所示曲線表示混合溶液的pH變化情況（體積變化忽略不計）．回答下列問題：
（1）由圖中信息可知HA為

強

酸（填“強”或“弱”），理由是

0.01mol/LHA的pH=2，說明HA完全電離

．
（2）N點對應溶液中離子濃度由大到的順序為

c（A^-）=c（M⁺）＞c（H⁺）c（OH^-）

．
（3）若K點所對應的溶液pH=10，則c（MOH）+c（OH^-）-c（H⁺）=

0.005

mol?L^-1．
Ⅱ復分解反應存在這樣一個規律：一種較強酸與一種較弱酸的鹽可以自發地反應，生成較弱酸和較強酸的鹽，如：2CH₃COOH+Na₂CO₃=2CH₃COONa+H₂O+CO₂↑
若換個角度看，它同時還揭示出另一條規律，即堿性較強的物質發生類似反應可以生成堿性較弱的物質．依照該規律回答下列問題：
（4）已知在常溫下，測得濃度均為0.1mol/L的下列六種溶液的pH：

溶質	CH3COONa	NaHCO3	NaClO	NaCN	C6H5ONa
pH	8.8	9.7	10.3	11.1	11.3

上述鹽溶液中的陰離子，結合H⁺能力最強的是

C₆H₅O^-

，
（5）下列反應不能成立的是

AD

（填編號）．
A．CO₂+H₂O+2NaClO=Na₂CO₃+2HClO
B．CO₂+H₂O+NaClO=NaHCO₃+HClO
C．CO₂+H₂O+C₆H₅ONa=NaHCO₃+C₆H₅OH
D．CO₂+H₂O+2C₆H₅ONa=Na₂CO₃+2C₆H₅OH
E．CH₃COOH+NaCN=CH₃COONa+HCN．

Answer 1

分析：I．（1）0.01mol?L^-1HA溶液其pH=2，該溶液中c（H⁺）=c（HA），說明HA完全電離，為強酸；
（2）根據溶液的酸堿性結合電荷守恒分析；
（3）根據混合溶液中物料守恒及電荷守恒來分析解答；
II．（4）相同條件下，酸的電離程度越大，則酸性越強，其酸根離子結合氫離子能力越小，所以相同的鈉鹽溶液，其pH越小；
（5）根據強酸制取弱酸分析．

解答：解：I．（1）未滴加堿時，0.01mol?L^-1HA溶液其pH=2，所以該溶液中c（H⁺）=c（HA），說明HA完全電離則HA是強酸，
故答案為：強；0.01mol/LHA的pH=2，說明HA完全電離；
（2）N點溶液呈中性，則c（OH^-）=c（H⁺），溶液中存在電荷守恒c（OH^-）+c（A^-）=c（M⁺）+c（H⁺），所以 c（A^-）=c（M⁺），水的電離較微弱，所以c（M⁺）＞c（H⁺），則離子濃度大小順序是c（A^-）=c（M⁺）＞c（H⁺）c（OH^-），
故答案為：c（A^-）=c（M⁺）＞c（H⁺）c（OH^-）；
（3）在K點時混合溶液體積是堿溶液的2倍，根據物料守恒結合溶液體積變化知，c（MOH）+c（M⁺）=0.01mol?L^-1，根據電荷守恒得c（M⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-），c（MOH）+c（OH^-）-c（H⁺）=c（M⁺）-c（A^-）+c（MOH）=0.01mol?L^-1-0.005mol?L^-1=0.005mol?L^-1，
故答案為：0.005；
II．（4）相同條件下，酸的電離程度越大，則酸性越強，其酸根離子結合氫離子能力越小，所以相同的鈉鹽溶液，其pH越小，根據鈉鹽溶液pH知，酸根離子水解能力最大的是C₆H₅O^-，所以結合氫離子能力最強的是C₆H₅O^-
，故答案為：C₆H₅O^-；
（5）相同濃度的鈉鹽溶液，酸根離子水解程度越大，則鈉鹽溶液的pH越大，酸的酸性越小，根據鈉鹽溶液的PH知，酸性強弱順序是：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCN＞C₆H₅OH，根據強酸制取弱酸判斷，
A．酸性H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，所以二氧化碳和次氯酸鈉溶液反應生成碳酸氫鈉，故錯誤；
B．酸性H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，所以CO₂+H₂O+NaClO=NaHCO₃+HClO成立，故正確；
C．酸性H₂CO₃＞C₆H₅OH＞HCO₃^-，應生成NaHCO₃，故正確；
D．酸性H₂CO₃＞C₆H₅OH＞HCO₃^-，應生成NaHCO₃，故錯誤；
E．CH₃COOH酸性大于HCN，所以反應CH₃COOH+NaCN=CH₃COONa+HCN能發生，故正確；
故選AD．

點評：本題考查了弱電解質的電離，明確酸性強弱與酸根離子水解程度的關系是解本題關鍵，注意苯酚鈉和二氧化碳反應生成碳酸氫鈉而不是碳酸鈉，為易錯點，結合電荷守恒來分析解答，難度中等．