Question

6．常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的物質(zhì)的量濃度和混合后所得溶液的pH如表：
請回答：

實驗編號	HA物質(zhì)的量濃度（mol•L1）	NaOH物質(zhì)的量濃度（mol•Lˉ1）	混合溶液的pH
甲	0.2	0.2	a
乙	c1	0.2	7
丙	0.1	0.1	7
丁	0.1	0.1	9

（1）不考慮其它組的實驗結(jié)果，單從乙組情況分析，c₁是否一定等于0.2mol•Lˉ¹否
（選填“是”或“否”）；該混合溶液中離子濃度c（Aˉ）與c（Na⁺）的大小關(guān)系是C；
A．前者大    B．后者大    C．二者相等  D．無法判斷
（2）從丙組實驗結(jié)果分析，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是c（Na⁺）=c（A^-）=c（OH^-）=c（H⁺）；
（3）丁組實驗所得混合溶液中，寫出下列算式的精確結(jié)果（不能做近似計算，回答準(zhǔn)確值，結(jié)果不一定要化簡）．c（Na⁺）-c（Aˉ）=10^-5-10^-9 mol•Lˉ¹．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)電荷守恒及HA為弱酸、弱酸分析；
（2）反應(yīng)后溶液為中性，則c（OH^-）=c（H⁺），結(jié)合電荷守恒判斷丙溶液中的離子濃度大��；
（3）等物質(zhì)的量的酸堿反應(yīng)后溶液呈堿性，溶液中氫氧根離子全部來自于弱酸根離子水解得到的，水電離出的氫離子等于水電離出的氫氧根離子，根據(jù)電荷守恒計算．

解答 解：（1）反應(yīng)后溶液呈中性，如HA為強酸，則c=0.2，如HA為弱酸，則c＞0.2，僅從乙組情況分析，c不一定等于0.2，由于反應(yīng)后溶液呈中性，則有c（OH^-）=c（H⁺），根據(jù)溶液呈中性，則有c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），所以c（A^-）=c（Na⁺），故選C；
故答案為：否；C；
（2）由于丙中反應(yīng)后溶液呈中性，則c（OH^-）=c（H⁺），根據(jù)電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-）可知：c（A^-）=c（Na⁺），溶液中離子濃度大小為：c（Na⁺）=c（A^-）=c（OH^-）=c（H⁺），
故答案為：c（Na⁺）=c（A^-）=c（OH^-）=c（H⁺）；
（3）溶液的pH=9，則氫離子濃度為10^-9 mol/L，等物質(zhì)的量的酸堿反應(yīng)后溶液呈堿性，溶液中氫氧根離子全部來自于弱酸根離子水解得到的，c（OH^-）=$\frac{{K}_{w}}{c（{H}^{+}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-9}}$=mol/L=10^-5 mol/L，水電離出的氫離子濃度等于溶液中氫氧根離子濃度為10^-5mol/L，根據(jù)電荷守恒得：c （Na⁺）+c （H⁺）=c （A^-）+c （OH^-），所以c （Na⁺）-c （A^-）=c （OH^-）-c （H⁺）=[10^-5-10^-9]mol/L，
故答案為：10^-5-10^-9．

點評 本題考查酸堿混合的判斷及溶液pH的計算，題目難度中等，明確溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系為解答關(guān)鍵，注意掌握溶液pH的概念及計算方法，能夠根據(jù)鹽的水解原理、電荷守恒、物料守恒等知識判斷離子濃度大小．