Question

（1）常溫下，amL0.1mol/LCH₃COOH與bmL0.1mol/LNaOH混合，充分反應．
①若a=b，則反應后溶液中離子濃度從大到小的順序是

 

②若混合后溶液呈中性，則a

 

b，反應后溶液中C（CH₃COO^-）

 

C（Na⁺）．（填“＞”“=”或“＜”）
（2）常溫下，amLPH=3的CH₃COOH與bmLPH=11的NaOH混合，充分反應．
①兩溶液中由水電離出的H⁺濃度之比為

 

②若a=b，則反應后溶液中粒子濃度從大到小的順序是

 

（H₂O除外）
（3）常溫下，如果取0.1mol/LHA溶液與0.1mol/L NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=10．試回答以下問題：
求出混合物中下列算式的計算結果（填具體數字）：c（A^-）+c（HA）=

 

mol/L； c（OH^-）-c（HA）=

 

mol/L．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算,離子濃度大小的比較

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：（1）①當a=b時，兩者恰好完全中和，得CH₃COONa溶液，呈堿性；
②根據CH₃COONa溶液呈堿性可知，要使混合后呈中性，必須醋酸過量；根據電荷守恒來分析；
（2）①酸或堿抑制水電離，如果酸中c（H⁺）等于堿中c（OH^-），則酸或堿抑制水電離程度相等；
②常溫下，pH=3的醋酸濃度大于pH=11的NaOH濃度，如果a=b，二者反應時醋酸有剩余，溶液呈酸性，再結合電荷守恒判斷c（CH₃COO^-）、c（Na⁺）．
（3）根據溶液中物料守恒、質子守恒進行計算．

解答： 解：（1）①當a=b時，兩者恰好完全中和，得CH₃COONa溶液，呈堿性，故有：c（H⁺）＜c（OH^-），根據電荷守恒可知：c（CH₃COO^-）＜c（Na⁺），故離子濃度的關系為：c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；故答案為：c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
②根據CH₃COONa溶液呈堿性可知，要使混合后呈中性，必須醋酸過量，即a＞b；既然溶液呈中性，則有：c（OH^-）=c（H⁺），根據電荷守恒可知：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-），故答案為：＞；=；
（2）①酸或堿抑制水電離，如果酸中c（H⁺）等于堿中c（OH^-），則酸或堿抑制水電離程度相等，常溫下，pH=3 CH₃COOH溶液中c（H⁺）等于pH=11的NaOH中c（OH^-）為0.01mol/L，所以二者抑制水電離程度相等，則兩溶液由水電離出的H⁺濃度之比為1：1，故答案為：1：1；
②常溫下，pH=3的醋酸濃度大于pH=11的NaOH濃度，如果a=b，二者反應時醋酸有剩余，溶液呈酸性，醋酸的電離程度很小，所以溶液中濃度最大的是CH₃COOH，溶液呈酸性，則c（OH^-）＜c（H⁺），根據電荷守恒得c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺），溶液中CH₃COO^-抑制CH₃COOH電離，所以反應后溶液中粒子（除水分子外）濃度從大到小的順序是c（CH₃COOH）＞c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（CH₃COOH）＞c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．
（3）根據物料守恒可得：c（A^-）+c（HA）=c（Na⁺）=0.05mol/L；
根據質子守恒：c（OH^-）=c（HA）+c（H⁺），則c（OH^-）-c（HA）=c（H⁺）=1×10^-10mol/L，
故答案為：0.05；1×10^-10．

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、離子濃度的計算等知識，難度中等，注意掌握酸堿混合的定性判斷方法，明確鹽的水解原理，能夠根據電荷守恒、物料守恒等計算溶液中離子濃度．