Question

(9分) I：常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，分別進行編號為①、②、③的實驗，實驗數據記錄如下表

序號	HA物質的量濃度(mol·L－1)	NaOH物質的量濃度(mol·L－1)	混合溶液的pH
①	0．1	0．1	pH＝9
②	c	0．2	pH＝7
③	0．2	0．1	pH<7

請回答：（1）根據①組實驗情況，分析混合溶液的pH＝9的原因是______________    ___。
(用反應的離子方程式表示)，在該溶液中下列關系式不正確的是(填序號字母)________。
A．c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)    B．c(Na^＋)＝c(HA)＋c(A^－)
C．c(HA)＋c(H^＋)＝c(OH^－)           D．c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)＋c(HA)
（2）②組情況表明，c      __0．2mol·L^－1(選填“>”、“<”或“＝”)�；旌先芤褐须x子濃度c(A^－)________c(Na^＋)(選填“>”、“<”或“＝”)
從③組實驗結果分析，說明HA的電離程度________NaA的水解程度(選填“>”、“<”或“＝”)，離子濃度由大到小的順序是______________________________________。
Ⅱ：室溫下，若將0．1 mol·L^－1鹽酸滴入20 mL 0．1 mol·L^－1氨水中，溶液pH隨加入鹽酸體積的變化曲線如下圖所示。
（1）NH₃·H₂O的電離方程式是                    。
（2）b點所示溶液中的溶質是                      。
（3）c點所示溶液中，離子濃度從大到小的關系為                             。

Answer 1

I：（1） A^－＋H₂OHA^－＋OH^－　    D
（2）  >　   ＝  （3）  >　    c(A^－)>c(Na^＋)>c(H^＋)>c(OH^－)
Ⅱ：（1）NH₃·H₂ONH＋OH^–；（2）   NH₄Cl    NH₃·H₂O ；
（3）c (Cl^–) ＞c (NH₄⁺)＞c (H⁺)＞c (OH^–) 

解析試題分析：I：（1）某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合后二者恰好完全反應產生鹽NaA．該鹽溶液顯堿性，是因為該酸是弱酸，反應產生的鹽水解破壞了水的電離平衡，最終使溶液中的c(OH^-)>c(H⁺)，用離子方程式表示為A^－＋H₂OHA^－＋OH^－；A．根據溶液中的電中性原則可知c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)，正確；B．根據物料守恒可得c(Na^＋)＝c(A^-)(開始)=c(HA)＋c(A^－)，正確；C．根據質子守恒可得c(HA)＋c(H^＋)＝c(OH^－)，正確；D．根據電荷守恒可知c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)，錯誤。（2）由于酸是弱酸，所以要使反應后溶液顯中性，則應該使酸的物質的量稍微過量，因此②組情況表明，c>0．2mol/L． 根據電中性原則c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)，由于溶液顯中性，所以c(H^＋)＝c(OH^－)。故混合溶液中離子濃度c(A^－)= c(Na^＋)。（3）從③組實驗結果分析，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度；由于在該溶液中由于因為HA、NaA是等濃度混合的，因為c(H^＋)>c(OH^－),說明HA的電離大于NaA的水解；所以c(A^－)>c(Na^＋)。鹽的電離作用遠大于水的電離，所以c(Na^＋)>c(H^＋)。故離子濃度由大到小的順序是  c(A^－)>c(Na^＋)>c(H^＋)>c(OH^－)；Ⅱ：（1）氨水中的一水合氨是弱電解質，在溶液中存在電離平衡：NH₃·H₂ONH＋OH^–；在b點時溶液呈中性，則在該點溶液中的溶質是NH₄Cl和NH₃·H₂O；（3）在c點所示溶液中，c(H^＋)>c(OH^－),根據電荷守恒可知：c (Cl^–) ＞c (NH₄⁺)。鹽的電離作用大于弱電解質的電離作用，所以c (NH₄⁺)＞c (H⁺)。故離子濃度從大到小的關系為c (Cl^–) ＞c (NH₄⁺)＞c (H⁺)＞c (OH^–)。
考點：考查弱電解質的電離、鹽的水解、溶液中離子濃度的大小比較的知識。