Question

（1）常温下，将NH₃·H₂O与盐酸等体积混合，实验数据如下：

组别	NH3·H2O	HCl	混合溶液的pH值
甲	c（NH3·H2O）=0.1mol·L^-1	c（HCl）=0.1mol·L^-1	pH=a
乙	NH3·H2O的pH=12	HCl的pH=2	pH=b
丙	c（NH3·H2O）=A mol·L^-1	c（HCl）=0.1mol·L^-1	pH=c

针对甲、乙、丙三组实验，回答下列问题：

①甲组反应后，溶液中离子浓度的大小顺序为__________________；

②乙组b     7(填“＞”、“＜”或“＝”)

③丙组溶液混合后c＝7，A   0.1mol·L^-1(填“＞”、“＜”或“＝”)

④甲中a＝6，混合溶液中c(Cl^－)－c(NH₄^＋)= ____________mol·L^-1 (列式表示结果，不能做近似计算)。（2）常温下，在20.0mL 0.20mol/LCH₃COONa溶液中滴加0.20mol/L的稀盐酸。溶液的PH 的变化关系如右图所示。

①a ＞7.0的理由是（用离子方程式表示）                                           。

②当加入的盐酸的体积为20.0mL时，测定溶液中的c（H⁺）为1.3×10^{-3 ­}mol/L，求CH₃COOH的电离平衡常数K_a                  （设混合后的体积为二者的体积之和，计算结果保留两位有效数字。）

Answer

（1）c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)（2分）；＞（2分）；＞（2分）；10－6－10－8（2分）

（2）CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－（2分）；1.7×10－5（3分）

【解析】

试题分析：（1）①甲组实验中氨水和盐酸的浓度、体积相同，二者恰好反应生成氯化铵。由于NH4＋水解溶液显酸性，因此溶液中离子浓度大小关系是c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。

②盐酸是强酸，氨水是弱碱。因此pH＝12的氨水浓度大于0.01mol/L，所以在体积相等的条件下二者反应氨水过量，溶液显碱性，因此溶液的pH＞7。

③丙组溶液混合后c＝7，这说明氨水和盐酸反应后溶液显中性。由于二者恰好反应时，溶液显酸性。因此要使反应后的溶液显中性，则氨水要过量，所以强酸的浓度A＞0.1mol/L。

④甲中a＝6，所以在常温下溶液中c(H＋)＝10－6mol/L，c(OH－)＝10－8mol/L.根据电荷守恒可知c(Cl－)+c(OH－)＝c(NH4＋)+c(H＋)，所以混合溶液中c(Cl－)－c(NH4＋)＝c(H＋)－c(OH－)＝(10－6－10－8)mol/L。

（2）①醋酸钠是强碱弱酸盐，溶于水CH3COO－水解，溶液显碱性，反应的离子方程式为CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。

②当加入的盐酸的体积为20.0mL时，二者恰好反应生成醋酸和氯化钠，其中c(Cl－)＝c(Na＋)，则根据电荷守恒可知c(CH3COO－)+c(Cl－)+c(OH－)＝c(Na＋)+c(H＋)，即c(CH3COO－)+c(OH－)＝c(H＋)，所以c(CH3COO－)＝c(H＋)－c(OH－)≈c(H＋)＝1.3×10-3 ­mol/L。根据物料守恒可知溶液中c(CH3COOH)＝0.10mol/L－1.3×10-3 ­mol/L＝98.7×10-3 ­mol/L，所以CH3COOH的电离平衡常数Ka＝＝=1.7×10－5。

考点：考查溶液酸碱性判断、离子浓度大小比较以及电离平衡常数的计算