Question

【題目】Ⅰ.某溫度(T℃)的溶液中，c(H+)＝10-xmol·L-1，c(OH-)＝10-ymol·L-1，x與y的關系如圖所示：

此溫度下，0.01mol/L的NaOH溶液中水電離出的OH－濃度為____________。

Ⅱ.常溫下，如果取 0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 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＝8，試回答以下問題：

(1)求出混合溶液中下列算式的精確計算結果(填具體數(shù)字)：c(Na＋)－c(A－)＝________ mol·L－1，c(OH－)－c(HA)＝________ mol·L－1；

(2)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____7(填“＞”、“＜”或“＝”)。

Answer 1

【答案】1×10-10mol·L-1 9.9×10-7 10－8 ＞

【解析】

Ⅰ. 結合圖像，先根據(jù)水的離子積常數(shù)公式Kw=c(H+)·c(OH-)，計算該溫度下水的離子積， 0.01mol/LNaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，H＋全部由水電離得到，再根據(jù)水的離子積常數(shù)計算水電離出氫離子的濃度，最后根據(jù)水電離出氫氧根離子的濃度與水電離出的氫離子的濃度相等進行確定水電離出氫氧根離子的濃度；

Ⅱ.（1）0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，恰好反應生成NaA溶液，溶液中存在電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)，物料守恒c(Na+)=c(A-)+c(HA)，據(jù)此進行計算；
（2）根據(jù)鹽溶液酸堿性的判斷規(guī)律“誰強顯誰性，同強顯中性”判斷碳酸銨的酸堿性。

Ⅰ.該溫度下，溶液中水的離子積常數(shù)Kw=c(H+)·c(OH-)，水的離子積=10-x×10-y=10-(x+y)，由圖象可知，x+y=12，故Kw=1.0×10-12，0.01mol/LNaOH溶液中c(OH-)=0.01mol/L，H＋全部由水電離得到，根據(jù)水的離子積常數(shù)得溶液中；

故答案為：1×10-10mol·L-1；

Ⅱ.（1）0.1 mol·L－1 HA溶液與0.1 mol·L－1 NaOH溶液等體積混合，恰好反應生成NaA溶液，溶液中存在電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-)，可得c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7mol/L；溶液中存在物料守恒c(Na+)=c(A-)+c(HA)，聯(lián)立電荷守恒表達式可得c(OH-)-c(HA)=c(H+)=1×10-8mol/L；
故答案為：9.9×10-7；1×10-8；
（2）NH4A溶液為中性，即銨根離子水解程度等于A-離子水解程度，則HA的電離程度和一水合氨電離程度相等，HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，說明HA的酸性大于碳酸，即HA的電離程度大于碳酸電離程度，則一水合氨的電離程度大于碳酸的電離程度，所以銨根離子的水解程度小于碳酸根離子的水解程度，所以碳酸銨溶液呈堿性，pH＞7；
故答案為：＞。