Question

8．（1）某溫度（t℃）時，測得0.01mol/L的NaOH溶液的pH=11，則該溫度下水的K_w=1×10^-13．在此溫度下，將pH=a的NaOH溶液V_a L與pH=b的H₂SO₄溶液V_b L混合，若所得混合液為中性，且a+b=12，則V_a：V_b=10：1．
（2）25℃時，0.1mol/L的HaA溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=10¹⁰．請回答下列問題：
①HaA是弱電解質(zhì)（填“強電解質(zhì)”或“弱電解質(zhì)”）．
②在加水稀釋HaA溶液的過程中，隨著水量的增加而增大的是bd（填字母）
a．c（HaA）      b．$\frac{c（{H}^{+}）}{c（HaA）}$      c．c（H⁺）與c（OH^-）的乘積      d．c（OH^-）
③Na_aA溶液顯堿性（填“酸性”、“中性”或“堿性”），理由是（用離子方程式表示）Aⁿ⁺+H₂O?HA^（n-1）++OH^-．

Answer 1

分析 （1）該溶液中c（H⁺）=10^-11mol/L、c（OH^-）=0.01mol/L，K_w=c（H⁺）．c（OH^-）；混合溶液呈中性，說明酸中n（H⁺）等于堿中n（OH^-）；
（2）①25℃時，0.1mol/L的HaA溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=10¹⁰，該溶液中c（H⁺）．c（OH^-）=1×10^-14，則該溶液中c（H⁺）=0.01mol/L＜0.1mol/L，說明該酸部分電離；
②該酸是弱酸，加水稀釋促進電離，但其電離增大程度小于溶液體積增大程度，導(dǎo)致溶液中c（H⁺）減小，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變；
③Na_aA是強堿弱酸鹽，弱酸根離子水解導(dǎo)致溶液呈堿性．

解答 解：（1）該溶液中c（H⁺）=10^-11mol/L、c（OH^-）=0.01mol/L，K_w=c（H⁺）．c（OH^-）=10^-11×0.01=1×10^-13，
該溫度下，pH=a的NaOH溶液中c（OH^-）=10^a-13，pH=b的H₂SO₄溶液c（H⁺）=10^-bmol/L，
合溶液呈中性，說明酸中n（H⁺）等于堿中n（OH^-），且a+b=12，則c（OH^-）=10^a-13×V_a=10^-b×V_b L，V_a：V_b=10：1，故答案為：1×10^-13；10：1；
（2）①25℃時，0.1mol/L的HaA溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=10¹⁰，該溶液中c（H⁺）．c（OH^-）=1×10^-14，則該溶液中c（H⁺）=0.01mol/L＜0.1mol/L，說明該酸部分電離，則該酸是弱電解質(zhì)，故答案為：弱電解質(zhì)；
②a．該酸是弱酸，加水稀釋促進電離，則溶液中c（HaA）減小，故錯誤；      
b．加水稀釋促進該酸電離，溶液中氫離子物質(zhì)的量增大、酸的物質(zhì)的量減小，則$\frac{c（{H}^{+}）}{c（HaA）}$ 增大，故正確；   
 c．溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，則c（H⁺）與c（OH^-）的乘積不變，故錯誤；      
d．溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，因為加水稀釋雖然促進酸電離，但酸電離增大程度小于溶液體積增大程度，導(dǎo)致溶液中氫離子濃度減小，則c（OH^-）增大，故正確；
故選bd；
③Na_aA是強堿弱酸鹽，弱酸根離子水解導(dǎo)致溶液呈堿性，水解離子方程式為Aⁿ⁺+H₂O?HA^（n-1）++OH^-，
故答案為：堿性；Aⁿ⁺+H₂O?HA^（n-1）++OH^-．

點評 本題考查酸堿混合溶液定性判斷及弱電解質(zhì)的電離、鹽類水解等知識點，為高頻考點，側(cè)重考查學(xué)生分析判斷及計算能力，注意：加水稀釋雖然促進弱酸電離，但酸溶液中c（H⁺）不是增大而是減小，為易錯點．