Question

【題目】（1）常溫下，已知0.1mol﹒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=_________；設計一個簡單實驗證明HA是強酸還是弱酸_________。

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

（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______________，當兩種難溶電解質共存時,溶液中c(Ba2+)/c(Mn2+) 。

(此溫度下，Ksp(BaCO3)=8.1×10-9、Ksp(MnCO3)=1.8×10-11)

（4）己知常溫下CH3COOH的電離平衡常數為1.7×10-5,則該溫度下CH3COO-的水解平衡常數等于____________(保留小數點后兩位數字）。

Answer 1

【答案】（1）①3(2分)測NaA溶液的PH值，如果等于7,則為強酸，大于7為弱酸（其他合理答案也可）（2分）②c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)(2分）

（2）<(2分）（3）Mn2+(2分)，450(2分）（4）5.88×10-10(2分）

【解析】

試題分析：（1）①常溫下，已知0.1mol·L-1一元酸HA溶液中c(OH-)/c(H+)=1×10-8，則根據水的離子積常數可知c(OH-)＝10－11mol/L，所以氫離子濃度是0.001mol/L，則pH＝3；可以通過相應的鈉鹽是否水解判斷酸是否是強酸還是弱酸，因此實驗方案為測NaA溶液的pH值，如果等于7，則為強酸，大于7為弱酸；

②pH=11的NaOH溶液中c（OH－）=10-3mol·L－1，HA是弱酸，酸的濃度遠遠大于氫離子濃度，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種離子物質的量濃度大小關系是c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。

（2）假設氨水是強電解質時，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；

（3）碳酸鋇的溶度積常數大于碳酸錳的溶度積常數，所以錳離子先沉淀；當兩種難溶電解質共存時，則

c（CO32－）＝c（Mn2＋）＝，溶液中c（Ba2＋）＝，c（Ba2＋）：c（Mn2＋）＝：＝450；

（4），，Kw=c（H＋）·c（OH－），所以Kh＝Kw/Ka＝5.88×10-10。