Question

在常溫下向20mL 0.1mol?L^-1某酸（用HAc表示）溶液中逐滴加入0.1mol?L^-1 NaOH溶液，用pH計來測定溶液中pH數(shù)據(jù)如下表，作出pH與NaOH溶液體積關系的曲線如圖所示（忽略溫度變化）．請根據(jù)表中數(shù)據(jù)和滴定曲線回答以下問題：

V（NaOH）mL	0.00	10.00	18.00	19.80	19.98	20.00	20.02	20.20	22.00	40.00
pH	3.0	4.7	5.7	6.7	7.7	8.7	9.7	10.7	11.7	12.5

（1）實驗中的指示劑最好使用

 

；
（2）當V（NaOH）=20.00mL時，請寫出溶液中主要存在的兩種平衡狀態(tài)的表示式

 

、

 

；
溶液中離子濃度由大到小的順序是

 

；
（3）a、b、c、d四點對應溶液中水的電離程度由大到小的順序是

 

．
（4）該溫度下，滴定曲線上c點時HAc的電離平衡常數(shù)K_a=

 

（用含V的代數(shù)簡式表示）．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）選取的酸堿指示劑顏色變化要明顯，酚酞的變色范圍為8-10；
（2）根據(jù)溶液的濃度和pH知，該酸為弱酸，二者恰好反應時生成的鹽為強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，溶液中存在弱酸根離子的水解平衡、弱電解質(zhì)的電離平衡，結(jié)合電荷守恒判斷離子濃度大��；
（3）酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離；
（4）電離平衡常數(shù)=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

．

解答： 解：（1）堿向酸中滴定時，溶液由酸性變化中性最后變?yōu)閴A性，滴定終點時溶液呈弱堿性，酚酞的變色范圍為8-10，所以選取酚酞試液作指示劑，故答案為：酚酞；
（2）0.1mol/L的HA溶液的pH=3，說明該酸是弱酸，等酸堿恰好反應生成生成NaAc，弱酸根離子能水解而使其溶液呈堿性，水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，所以溶液中存在的平衡為Ac^-+H₂O?HAc+OH^-和H₂O?H⁺+OH^-，
溶液呈堿性則c（OH^-）＞c（H⁺），溶液中存在電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（Ac^-）+c（OH^-），所以得c（Na⁺）＞c（Ac^-），溶液中鹽類水解程度微弱，所以離子濃度大小順序是c（Na⁺）＞c（Ac^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
故答案為：Ac^-+H₂O?HAc+OH^-、H₂O?H⁺+OH^-、c（Na⁺）＞c（Ac^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（3）酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離，酸中氫離子濃度越大，抑制水電離程度越大，從圖象可以得出，a點由水電離c（H⁺）=c（OH^-）=10^-11mol/L，d點由水電離c（H⁺）=c（OH^-）=10^-12mol/L，故電離程度a＞d，b點抑制程度比a弱，因此b＞a，c點抑制程度最弱，所以水的電離程度從大到小順序是c＞b＞a＞d，故答案為：c＞b＞a＞d；
（4）NaA為強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，要使溶液呈中性，則酸應該稍微過量，呈中性時，溶液中c（Na⁺）=c（A^-）=

0.1×V

20+V

mol/L，c（HA）=

0.1×(20-V)

20+V

mol/L，
電離平衡常數(shù)K_a=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

=

10-7. 0.1V 20+V

0.1(20-V) 20+V

=

10-7V

20-V

，
故答案為：

10-7V

20-V

．

點評：本題考查了酸堿中和滴定實驗，根據(jù)溶液濃度和溶液PH確定酸的強弱，再結(jié)合酸或堿、鹽對水電離的影響、電離平衡常數(shù)等知識點來分析解答，難點是（4），注意混合溶液中鈉離子和HA濃度的計算方法，難度中等．