Question

1．在常溫下向20mL 0.1mol•L^-1 某酸（用HA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酚酞；
（2）當V （NaOH）=20.00mL時，請寫出溶液中主要存在的兩種平衡體系是A^-+H₂O?HA+OH^-、H₂O?H⁺+OH^-；
溶液中離子濃度由大到小的順序是c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（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c＞b＞a＞d．
（4）該溫度下，滴定曲線上c點時HA的電離平衡常數(shù)Ka=$\frac{1{0}^{-7}V}{20-V}$．（用含V的代數(shù)簡式表示）

Answer 1

分析 （1）根據(jù)圖象找出突躍范圍為：7.7-9.7，指示劑的變色點在突躍范圍內(nèi)；
（2）由圖象可知HA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)Ka=$\frac{c（{H}^{+}）•c（{A}^{-}）}{c（HA）}$；

解答 解：（1）根據(jù)圖象找出突躍范圍為：7.7-9.7，酚酞的變色范圍為8.2-10，所以選取酚酞試液作指示劑；
故答案為：酚酞；
（2）向由圖象可知HA為弱酸，20mL 0.1mol•L^-1 某酸HA溶液中逐滴加入0.1mol•L^-1 NaOH溶液，當V （NaOH）=20.00mL時，恰好反應生成生成NaA，NaA中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：A^-+H₂O?HA+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（A^-）+c（OH^-），所以得c（Na⁺）＞c（A^-），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（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
故答案為：A^-+H₂O?HA+OH^-；H₂O?H⁺+OH^-；c（Na⁺）＞c（A^-）＞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^-）=$\frac{0.1×V}{20+V}$mol/L，c（HA）=$\frac{0.1×（20-V）}{20+V}$，電離平衡常數(shù)Ka=$\frac{c（{H}^{+}）•c（{A}^{-}）}{c（HA）}$=$\frac{1{0}^{-7}•\frac{0.1×V}{20+V}}{\frac{0.1（20-V）}{20+V}}$=$\frac{1{0}^{-7}V}{20-V}$；
故答案為：$\frac{1{0}^{-7}V}{20-V}$；

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．