Question

常溫時，取0.1mol?L^-1 HX溶液與0.1mol?L^-1 NaOH溶液等體積混合（混合后溶液體積的變化不計），測得混合溶液的pH=8，試回答以下問題：
（1）HX的電離方程式是

 

．
（2）混合溶液中由水電離出的c（OH^-）與0.1mol?L^-1 NaOH溶液中由水電離出的c（OH^-）之比為

 

．
（3）求出混合溶液中下列算式的精確計算結果（填具體數(shù)字，用科學計數(shù)法表示）：c（Na⁺）-c（X^-）=

 

mol?L^-1．
（4）已知NH₄X溶液是中性，又知將HX溶液加入到Na₂CO₃溶液中有氣體放出．試推斷（NH₄）₂CO₃溶液的pH

 

7（選填“＞”、“＜”或“=”）．
（5）同溫同濃度的四種鹽溶液中：①NH₄HSO₄；②NH₄X；③（NH₄）₂SO₄；④NH₄Cl；NH₄⁺濃度由大到小的順序為

 

（填序號）．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：等體積等濃度混合，恰好生成NaA，測得混合溶液的pH=8，則弱酸根離子水解；
（1）分析判斷HX為弱酸存在電離平衡；
（2）等體積等濃度混合，恰好生成NaA，混合溶液PH=8，溶液中水電離出的氫氧根離子濃度等于水電離出的氫離子濃度，0.1mol?L^-1 NaOH溶液中，氫氧根離子濃度0.1mol/L，依據(jù)離子積常數(shù)計算水電離出的氫離子濃度得到水電離 出的氫氧根離子濃度；
（3）由電荷守恒可知，c（Na⁺）-c（X^-）=c（OH^-）-c（H⁺），以此計算；
（4）根據(jù)題意知，HA的酸性比碳酸強，NH₄A溶液為中性，說明銨根離子和該酸根離子水解程度相同，由此得知銨根離子水解程度小于碳酸根離子，所以（NH₄）₂CO₃中溶液呈堿性；
（5）NH₃?H₂O，溶液中c（NH₄⁺）小于銨鹽的c（NH₄⁺），結合的水解程度比較c（NH₄⁺）大小．

解答： 解：（1）等體積等濃度混合，恰好生成NaA，測得混合溶液的pH=8，則弱酸根離子水解，HX為弱酸，電離方程式為：HX?H⁺+X^-；
故答案為：HX?H⁺+X^-；
（2）等體積等濃度混合，恰好生成NaA，混合溶液PH=8，混合溶液中由水電離出的c（OH^-）=

10-14

10-8

=10^-6mol/L，0.1mol?L^-1 NaOH溶液中由水電離出的c（OH^-）=c（H⁺）=

10-14

0.1

=10^-13mol/L，由水電離出的c（OH^-）之比=10^-6mol/L：10^-13mol/L=10⁷：1；
故答案為：10⁷：1；
（3）由電荷守恒可知，c（Na⁺）+c（H⁺）=c（X^-）+c（OH^-），所以c（Na⁺）-c（X^-）=c（OH^-）-c（H⁺）=10^-6mol/L-10^-8mol/L=9.9×10^-7 mol/L，
故答案為：9.9×10^-7；
（4）將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA的酸性比碳酸的強，NH₄A溶液為中性，說明相同條件下，氨水和HA的電離程度相同，所以（NH₄）₂CO₃中銨根離子的水解程度小于碳酸根離子的水解程度，所以溶液的pH＞7，
故答案為：＞；
（5）①③④相比，由于①中NH₄⁺水解得到促進，水解程度大于③④；
③中（NH₄）₂SO₄物質的量濃度與④相比，當二者濃度相等時，③中c（NH₄⁺）接近④的2倍，
NH₃?H₂O，溶液中c（NH₄⁺）小于銨鹽的c（NH₄⁺），應最小，由于水解程度一般較小，則①＞④，
按c（NH₄⁺）由大到小的順序排列為③①④②．
故答案為：③①④②．

點評：本題考查了鹽溶液呈酸堿性的原因、溶液酸堿性的判斷、離子濃度大小的比較等知識點，難度較大，難點是判斷相同溫度、相同濃度下氯化銨和硫酸銨溶液pH值大小的比較，溶液越稀銨根離子的水解程度越大，但水解的個數(shù)少，但氯化銨溶液的pH值大于硫酸銨溶液的pH值．