Question

10．25℃時，如果取0.1mol•L^-1HA溶液與0.1mol•L^-1NaOH溶液等體積混合（混合后溶液體積的變化不計），測得混合溶液的pH=8，試回答以下問題：
（1）混合溶液的pH=8的原因是A^-+H₂O?HA+OH^-（用離子方程式表示）；
（2）混合溶液中由水電離出的c（H⁺）＞0.1mol•L^-1NaOH溶液中由水電離出的c（H⁺）；（選填“＞”、“＜”、或“=”）
（3）求出混合液的下列算式的精確計算結果（填具體數字）：
c（Na⁺）-c （A^-）=9.9×10^-7mol•L^-1；c （HA）=10^-8mol•L^-1
（4）已知NH₄A溶液是中性，又知將HA溶液加入到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，試推斷
（NH₄）₂CO₃溶液的pH＞7 （選填“＞”、“＜”或“=”）；
（5）將相同溫度下濃度相同的四種鹽溶液：
A．NH₄HCO₃     B．NH₄A      C．（NH₄）₂SO₄    D．NH₄Cl
按c （NH₄⁺）由大到小的順序排列A＞B＞D＞C（填序號）
（6）用0.1mol•L^-1NaOH溶液分別去中和VmLPH=2的HA溶液與鹽酸溶液，消耗NaOH溶液的體積分別為a、b，則a與b的大小關系為：a＞b．

Answer 1

分析 （1）鹽溶液呈堿性說明該鹽能水解導致溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度而使溶液呈堿性；
（2）含有弱根離子的鹽能促進水電離，酸或堿能抑制水電離；
（3）溶液中存在電荷守恒、質子守恒，根據電荷守恒、質子守恒計算；
（4）根據題意知，HA的酸性比碳酸強，NH₄A溶液為中性，說明銨根離子和該酸根離子水解程度相同，由此得知銨根離子水解程度小于碳酸根離子，所以（NH₄）₂CO₃中溶液呈堿性；
（5）根據銨根離子的水解程度判斷溶液酸堿性的大小，溶液濃度越稀，鹽的水解程度越大；
（6）分別與等濃度的NaOH溶液反應，消耗NaOH溶液體積與酸的濃度成正比．

解答 解：（1）等物質的量的一元酸和一元堿恰好反應生成鹽和水，生成的鹽溶液呈堿性說明該酸是弱酸，生成的鹽能水解導致溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，溶液的pH值大于7，水解方程式為：A^-+H₂O?HA+OH^-，
故答案為：A^-+H₂O?HA+OH^-；
（2）該鹽含有弱根離子能促進水電離，氫氧化鈉是強堿能抑制水電離，所以混合溶液中由水電離出的c（H⁺）＞0.1mol•L^-1NaOH溶液中由水電離出的c（H⁺），
故答案為：＞；
（3）由電荷守恒可知，c（Na⁺）-c（A^-）=c（OH^-）-c（H⁺）=10^-6-10^-8=9.9×10^-7mol/L；根據質子守恒得c（HA）+c（H⁺）=c（OH^-），則c（OH^-）-c（HA）=c（H⁺）=10^-8mol/L，
故答案為：9.9×10^-7 ；10^-8；
（4）將HA溶液加到Na₂CO₃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，所以（NH₄）₂CO₃中銨根離子的水解程度小于碳酸根離子的水解程度，所以溶液的pH＞7；
故答案為：＞；
（5）（NH₄）₂SO₄ 和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，所以溶液的pH值最大，則pH大小順序為A＞B＞D＞C，
故答案為：A＞B＞D＞C；
（6）分別與等濃度的NaOH溶液反應，消耗NaOH溶液體積與酸的濃度成正比，等pH的HA、HCl，HA的濃度大于鹽酸，所以HA消耗的氫氧化鈉多，即a＞b，
故答案為：a＞b．

點評 本題考查了鹽溶液呈酸堿性的原因、溶液酸堿性的判斷、離子濃度大小的比較等知識點，難度較大，難點是判斷相同溫度、相同濃度下氯化銨和硫酸銨溶液pH值大小的比較，溶液越稀銨根離子的水解程度越大，但水解的個數少，但氯化銨溶液的pH值大于硫酸銨溶液的pH值．