Question

（1）常溫下，已知0.1mol?L^-1一元酸HA溶液中c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8．
①常溫下，0.1mol?L^-1 HA溶液的pH=

 

；寫(xiě)出該酸（HA）與NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式：

 

；
②pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系是：

 

．
（2）常溫下，向pH=a的氨水中加入等體積鹽酸時(shí)，溶液呈中性，則此鹽酸的pH

 

14-a（＞、＜、=）
（3）向物質(zhì)的量濃度均為0.01mol?L^-1的MnCl₂和BaCl₂混合溶液中，滴加Na₂CO₃溶液，先沉淀的離子是

 

，當(dāng)兩種難溶電解質(zhì)共存時(shí)，溶液中c（Ba²⁺）/c（Mn²⁺）=

 

．（此溫度下，K_sp（BaCO₃）=8.1×10^-9、K_sp（MnCO₃）=1.8×10^-11）

Answer 1

考點(diǎn)：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)

專題：

分析：（1）①根據(jù)

c(OH-)

c(H+)

=1×10^-8結(jié)合水的離子積常數(shù)計(jì)算氫氧根離子濃度，再根據(jù)水的離子積常數(shù)計(jì)算溶液中氫離子濃度，從而得出溶液的pH；HA與NaOH反應(yīng)生成NaA和水；
②根據(jù)酸和堿的物質(zhì)的量的相對(duì)大小確定溶液中的溶質(zhì)，從而確定溶液的酸堿性，結(jié)合電荷守恒確定溶液中各種離子濃度的相對(duì)大�。�
（2）利用假設(shè)法判斷鹽酸的pH值，實(shí)際上鹽酸的pH值小于假設(shè)值；
（3）難溶物的溶度積常數(shù)越小的，該金屬離子先沉淀；當(dāng)兩種難溶電解質(zhì)共存時(shí)，碳酸錳恰好飽和，溶液中錳離子濃度和碳酸根離子濃度相等，根據(jù)碳酸錳的溶度積常數(shù)計(jì)算錳離子、碳酸根離子濃度，再根據(jù)碳酸鋇溶度積常數(shù)、碳酸根離子濃度計(jì)算鋇離子濃度，從而得出鋇離子和錳離子濃度之比．

解答： 解：（1）

c(OH-)

c(H+)

=1×10^-8，c（OH^-）×c（H⁺）=1×10^-14，所以c（OH^-）=10^-11mol?L^-1，則c（H⁺）=10^-3mol?L^-1，所以溶液的pH=3；HA與NaOH反應(yīng)生成NaA和水，其反應(yīng)的離子方程式為：HA+OH^-=A^-+H₂O；
故答案為：3；HA+OH^-=A^-+H₂O；
（2）pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=10^-3mol?L^-1，HA是弱酸，酸的濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于氫離子濃度，所以pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的溶質(zhì)是酸和鹽，溶液呈酸性，所以溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，酸根離子濃度大于鈉離子濃度，溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系是c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（2）假設(shè)氨水是強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，pH=a的氨水中氫氧根離子濃度=10^a-14mol/L，向pH=a的氨水中加入等體積鹽酸時(shí)，溶液呈中性，則氫氧根離子濃度等于氫離子濃度，所以鹽酸的pH=14-a；實(shí)際上氨水是弱堿，等體積的酸和堿混合后溶液呈中性，說(shuō)明酸的濃度大于堿的濃度，則鹽酸的pH＜14-a，
故答案為：＜；
（3）碳酸鋇的溶度積常數(shù)大于碳酸錳的溶度積常數(shù)，所以錳離子先沉淀；當(dāng)兩種難溶電解質(zhì)共存時(shí)，則
c（CO₃^2-）=c（Mn²⁺）=

1.8×10-11

，溶液中c（Ba²⁺）=

8.1×10-9

1.8×10-11

，c（Ba²⁺）：c（Mn²⁺）=

8.1×10-9

1.8×10-11

：

1.8×10-11

=450．
故答案為：Mn²⁺；450．

點(diǎn)評(píng)：本題考查了pH的計(jì)算、離子濃度大小的比較、溶度積的有關(guān)計(jì)算等知識(shí)點(diǎn)，題目涉及的知識(shí)點(diǎn)較多，綜合性較強(qiáng)，難度較大，側(cè)重于考查學(xué)生對(duì)基礎(chǔ)知識(shí)綜合應(yīng)用能力．