Question

（12分）（1）常溫下，已知0.1 mol·L－1一元酸HA溶液中c(OH－) / c(H＋)＝1×10－8。

①常溫下，0.1 mol·L－1 HA溶液的pH＝ ；寫出該酸（HA）與NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式： ；

②pH＝3的HA與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系是： 。

（2）常溫下，向pH＝a的氨水中加入等體積鹽酸時，溶液呈中性，則此鹽酸的pH 14－a（＞、＜、＝）

（3）向物質(zhì)的量濃度均為0.01 mol·L－1的MnCl2和BaCl2混合溶液中，滴加Na2CO3溶液，先沉淀的離子是 ，當(dāng)兩種難溶電解質(zhì)共存時，溶液中c(Ba2＋)/c(Mn2＋)＝ 。（此溫度下，Ksp(BaCO3)＝8.1×10－9、Ksp(MnCO3)＝1.8×10－11）

 

Answer 1

（1）① 3 ， HA＋OH－＝A－＋H2O

②c (A－)> c (Na＋)> c (H＋)> c (OH－)

（2）＜

（3）Mn2＋， 450

【解析】

試題分析：（1）①根據(jù)c(OH－) / c(H＋)＝1×10－8 ，c(OH－) ×c(H＋)＝1×10－14 可知溶液中

c(H＋)＝1×10－3mol/L,pH=3；該酸為弱酸，與NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式為HA＋OH－＝A－＋H2O

②pH=11的NaOH溶液中c（OH－）=10-3mol·L－1，HA是弱酸，酸的濃度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于氫離子濃度，所以pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的溶質(zhì)是酸和鹽，溶液呈酸性，所以溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，酸根離子濃度大于鈉離子濃度，溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系是

c（A－）＞c（Na＋）＞c（H＋）＞c（OH－），

（2） 假設(shè)氨水是強(qiáng)電解質(zhì)時，pH=a的氨水中氫氧根離子濃度=10a-14mol·L－1，向pH=a的氨水中加入等體積鹽酸時，溶液呈中性，則氫氧根離子濃度等于氫離子濃度，所以鹽酸的pH=14-a；實(shí)際上氨水是弱堿，等體積的酸和堿混合后溶液呈中性，說明酸的濃度大于堿的濃度，則鹽酸的pH＜14-a，故選＜。

（3） 碳酸鋇的溶度積常數(shù)等于碳酸錳的溶度積常數(shù)，所以錳離子先沉淀；當(dāng)兩種難溶電解質(zhì)共存時，則c（CO32－）=c（Mn2＋）=，溶液中c（Ba2＋）=，

c（Ba2＋）：c（Mn2＋）=/＝450，故答案為：Mn2＋；450 。

考點(diǎn)：弱電解質(zhì)的電離、溶液的pH、難溶電解質(zhì)的KSP