Question

6．常溫下，如果取0.1mol/LHA溶液與0.1mol/LNaOH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=8．試回答下列問題：
（1）混合溶液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（OH^-）＞（填“大于”、“等于”或“小于”）0.1mol/LNaOH溶液中由水電離出的c（OH^-）
（3）求出混合溶液中下列算式的精確計(jì)算結(jié)果（填具體數(shù)字）：c（Na⁺）-c（A^-）=9.9×10^-7mol/L，c（OH^-）-c（HA）=1×10^-8mol/L
（4）常溫下，將PH=2的酸HA溶液與PH=12的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液PH小于7 （填“大于”、“等于”或“小于”）
（5）已知NH₄A溶液為中性，又知HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，試推斷（NH₄）₂CO₃溶液的PH大于7（填“大于”、“等于”或“小于”）；將同溫度下等濃度的下列四種鹽溶液按PH由大到小的順序排列是A＞B＞D＞C（填序號(hào)）
A．NH₄HCO₃  B．NH₄A          C．（NH₄）₂SO₄  D．NH₄Cl．

Answer 1

分析 （1）取0.1mol/L的HA溶液與0.1mol/L的NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），二者的物質(zhì)的量相同，恰好完全反應(yīng)生成NaA，測得混合溶液的pH=8，說明NaA水解呈堿性；
（2）含有弱根離子的鹽能促進(jìn)水電離，酸或堿能抑制水電離；
（3）根據(jù)電荷守恒和質(zhì)子守恒及pH分析；
（4）PH=2的酸HA溶液中c（HA）＞0.01mol/L，PH=12的NaOH溶液中c（NaOH）=0.01mol/L，二者等體積混合酸過量；
（5）根據(jù)題意知，HA的酸性比碳酸強(qiáng)，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；根據(jù)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．

解答 解：（1）等物質(zhì)的量的一元酸和一元堿恰好反應(yīng)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(dǎo)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(jìn)水電離，氫氧化鈉是強(qiáng)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，由質(zhì)子守恒知c（OH^-）=c（HA）+c（H⁺），則c（OH^-）-c（HA）=c（H⁺）=1×10^-8mol/L，
故答案為：9.9×10^-7；1×10^-8；
（4）PH=2的酸HA溶液中c（HA）＞0.01mol/L，PH=12的NaOH溶液中c（NaOH）=0.01mol/L，二者等體積混合酸過量，所以溶液顯酸性，即所得溶液PH 小于7；
故答案為：小于；
（5）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(qiáng)，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；
（NH₄）₂SO₄ 和NH₄Cl是強(qiáng)酸弱堿鹽，銨根離子水解導(dǎo)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(gè)數(shù)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?yàn)锳＞B＞D＞C；
故答案為：大于；A＞B＞D＞C．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了弱電解質(zhì)的電離、酸堿混合溶液定性判斷等知識(shí)點(diǎn)，根據(jù)弱電解質(zhì)電離特點(diǎn)及酸堿中和反應(yīng)來分析解答，明確物質(zhì)的性質(zhì)是解本題關(guān)鍵，再結(jié)合基本概念、pH的計(jì)算、物料守恒等知識(shí)點(diǎn)分析，題目難度中等，側(cè)重于考查學(xué)生的分析能力和應(yīng)用能力．