Question

14．常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表：

實驗編號	HA	NaOH	混合后溶液的pH
甲	C（HA）=0.2mol•L-1	C（NaOH）=0.2mol•L-1	pH=a
乙	C（HA）=c1mol•L-1	C（NaOH）=0.2mol•L-1	pH=7
丙	C（HA）=0.1mol•L-1	C（NaOH）=0.1mol•L-1	pH=9
丁	pH=2	pH=12	pH=b

請回答：
（1）不考慮其他組的實驗結(jié)果，單從甲組情況分析，如何用a（混合溶液的pH）來說明HA是強酸還是弱酸？若a=7，則HA是強酸；若a＞7，則HA是弱酸．
（2）若考慮其他組的實驗結(jié)果，則c₁＞（填“＜”、“＞”或“=”）0.2mol•L^-1；乙組實驗中HA和NaOH溶液混合前，HA溶液中C（A^-）與NaOH溶液中C（Na⁺）的關系是B
A．前者大  B．后者大   C．二者相等   D．無法判斷．
（3）從丙組實驗結(jié)果分析，該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；其中，C（A^-）=0.1+1×10^-9-1×10^-5mol•L^-1（不能做近似計算，回答準確值，結(jié)果不一定要化簡）．
（4）丁組實驗中，HA和NaOH溶液混合前后C（HA）＞（填“＜”、“＞”或“=”）C（NaOH）；b＜7（填“＜”、“＞”或“=”）

Answer 1

分析 （1）酸堿恰好完全反應，如反應后呈中性，則pH=7，為強酸，如pH＞7，則為弱酸；
（2）根據(jù)丙可知，HA為弱酸，當c₁=0.2mol/L時，溶液呈堿性，若為中性，則c₁大于0.2mol/L；HA為弱酸，電離程度較小，只能部分電離出A^-；
（3）pH＞7，所以HA是弱酸，結(jié)合電荷守恒判斷各離子濃度大小；根據(jù)電荷守恒及溶液pH計算出c（A^-）；
（4）HA為弱酸，反應前酸的濃度大于氫氧化鈉濃度，則混合液中酸過量，溶液呈酸性．

解答 解：（1）不考慮其它組的實驗結(jié)果，單從甲組情況分析，若a=7，說明反應生成強酸強堿鹽，則HA是強酸；若a＞7，說明反應生成強堿弱酸鹽，則HA是弱酸，
故答案為：若a=7，則HA是強酸；若a＞7，則HA是弱酸；
（2）根據(jù)丙恰好反應生成NaA溶液呈堿性可知，HA為弱酸，若溶液為中性，則c₁大于0.2mol/L；
由于HA為弱酸，電離程度較小，則HA溶液中c（A^-）小于c（Na⁺），即B正確，
故答案為：＞；B；
（3）HA物質(zhì)的量濃度為0.1mol/L，NaOH物質(zhì)的量濃度為0.1mol/L，二者恰好反應生成NaA，由于pH＞7，則c（OH^-）＞c（H⁺），根據(jù)電荷守恒c（OH^-）+c（A^-）=c（Na⁺）+c（H⁺）可知：c（Na⁺）＞c（A^-），則溶液中離子濃度大小為：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
根據(jù)電荷守恒可知：c（OH^-）+c（A^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），則c（A^-）=c（Na⁺）+c（H⁺）-c（OH^-）=0.1mol/L+1×10^-9mol/L-1×10^-5mol/L，
故答案為：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；0.1+1×10^-9-1×10^-5；
（4）pH=2的HA溶液中，由于HA為弱酸，則HA的濃度大于0.01mol/L，pH=12的氫氧化鈉溶液的濃度為0.01mol/L，則HA的濃度大于氫氧化鈉溶液的濃度；混合液中酸過量，溶液呈酸性，則溶液的pH=b＜7，
故答案為：＞；＜．

點評 本題考查較為綜合，涉及了鹽類水解、強弱電解質(zhì)的判斷、電荷守恒等知識，有一定的綜合性，為高考常見題型，題目難度中等，側(cè)重于學生的分析能力和計算能力的考查，該題的命題方式為高考命題的熱點．