Question

Ⅰ.常温下，将某一元酸HA(甲、乙、丙、丁代表不同的一元酸)和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的物质的量的浓度和混合液的pH如下表所示：

实验编号	HA的物质的量浓度(mol·L^-1)	NaOH的物质的量浓度(mol·L^-1)	混合后溶液的pH
甲	0.1	0.1	pH＝a
乙	0.12	0.1	pH＝7
丙	0.2	0.1	pH＞7
丁	0.1	0.1	pH＝10

（1）从甲组情况分析，如何判断HA是强酸还弱酸？            。

（2）乙组混合溶液中离子浓度c(A^-)和c(Na⁺)的大小关系是            。

A．前者大      B．后者大        C．二者相等        D．无法判断

（3）从丙组实验结果分析，该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是             。

（4）分析丁组实验数据，写出该混合溶液中下列算式的精确结果(列式)：c(Na⁺)－c(A^-)＝ mol/L。

Ⅱ.某二元酸(分子式用H₂B表示)在水中的电离方程式是：H₂B=H⁺+HB^-；HB^-H⁺+B^2-

回答下列问题：

（5）在0.1 mol/L的Na₂B溶液中，下列粒子浓度关系式正确的是             。

A．c(B^2-)+c(HB^-)＝0.1mol/L

B．c(B^2-)+c(HB^-)+c(H₂B)＝0.1mol/L

C．c(OH^-)＝c(H⁺)+c(HB^-)

D．c(Na⁺)+c(OH^-)＝c(H⁺)+c(HB^－)

Answer

（1）a=7时，HA是强酸；a>7时，HA是弱酸

（2）C(3分）（3）c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)(3分）

（4）10-4-10-3(3分）（5）A、C(3分）

【解析】

试题分析：（1）一元酸HA与NaOH等物质的量反应，酸性强弱取决于完全中和后盐的pH，若a=7为强酸；若a＞7为弱酸；

（2）据电荷守恒，有c(Na+)+c(H+)＝c(A-)+c(OH-)，因c(H+)＝c(OH-)，所以c(Na+)＝c(A-)，答案选C；

（3）丙为等浓度的HA与NaA的混合溶液，由pH＞7知A-水解程度大于HA的的电离，离子浓度大小关系为c(Na+)＞c(A-)＞c(OH-)＞c(H+)；

（4）据电荷守恒c(Na+)+c(H+)＝c(A-)+c(OH-)，推导c(Na+)-c(A-)＝c(OH-)—c(H+)＝（10-4-10-10）mol/L；

（5）在Na2B中存在水解平衡：B2-+H2OHB- +OH-，HB-不会进一步水解，所以溶液中没有H2B分子。A．根据物料守恒得c( B2- )+c(HB- )＝0.1 mol/L，A正确；B．溶液中没有H2B分子，所以根据物料守恒可得：c(Na+)＝2[c(B2-)+ c(HB- )]，B错误；C．根据质子守恒得c(OH- )=c(H+)+c(HB- )，C错误；D．根据电荷守恒可知c(Na+)+c(H+)＝c(OH-)+c(HB-)+2c(B2- )，D错误，答案选AC。

【考点定位】考查弱电解质的电离、盐的水解、离子浓度大小的比较、离子方程式的书写的知识。

【名师点晴】本题主要考查电解质的强弱及溶液中离子浓度大小比较的知识。酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，而酸与碱恰好完全反应产生盐和水时的溶液不一定显中性。若盐是强酸强碱盐，则溶液显中性，若是强碱弱酸盐或强酸弱碱盐则盐电离产生的弱酸根离子或弱碱根离子就会与水电离产生的H+或OH-离子结合形成弱酸或弱碱，促进了水的电离平衡正向移动，最终达到平衡时溶液中c(H+)、c(OH-)不再相等，使溶液显碱性或酸性。即发生盐的水解。水解规律是：有弱才水解，谁弱水水解，谁强显谁性。盐水解程度微弱的，主要以盐电离产生的离子存在。对于多元弱酸形成的酸式盐，在溶液中存在电离平衡、水解平衡，若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性。常见的电离程度大于水解程度的只有NaHSO3、Ca(H2PO4)2,其余都是水解作用大于电离作用。在比较离子浓度大小时要用到电荷守恒、物料守恒和质子守恒。掌握盐的水解规律及比较离子浓度的方法是解答本题的关键。