Question

（8分）常溫下，將3種一元酸分別和NaOH溶液等體積混合，實驗數據如下：  

組別	一元酸	NaOH	混合溶液的pH
甲	c(HX)="0.1" mol/L	c(NaOH)=0.1mol/L	pH = a
乙	c(HY)=c1 mol/L	c(NaOH)=0.1mol/L	pH = 7
丙	c(HZ)="0.1" mol/L	c(NaOH)=0.1mol/L	pH = 9
丁	pH=2  HZ	pH=12  NaOH	pH = b

（1）甲組實驗中HX為弱酸，a      7（填“＜”，“＝”或“＞”），
混合溶液中離子濃度由大到小順序為                              。
（2）乙組實驗中HY為強酸，則HY溶液的pH=     。
（3）丙組實驗發生反應的離子方程式為                                     ，
所得溶液中由水電離出的c (OH^－) =         mol/L。
（4）丁組實驗中b       7（填“＜”，“＝”或“＞”）。

Answer 1

（8分）（1）＞（1分） ， c(Na^＋)＞c(X^－)＞c(OH^－)＞c(H^＋) （2分） （2）1（1分）
（3）HZ + OH^－= H₂O + Z^－（1分）， 10^－5 （2分）      （4）＜（1分）

解析試題分析：（1）甲組實驗中HX為弱酸，酸和堿的濃度相等，所以等體積的酸和堿的物質的量相等，恰好反應生成鹽和水，生成的鹽是強堿弱酸鹽其水溶液呈堿性，溶液的PH值大于7，所以溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度；由于溶液呈電中性，溶液中陰陽離子所帶電荷相等，所以溶液中鈉離子濃度大于酸根離子濃度，鹽以電離為主水解為次，所以酸根離子濃度大于氫氧根離子濃度，所以c（Na⁺）＞c（X^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）。
（2）乙組實驗中HY為強酸，等體積混合后溶液呈中性，說明酸的濃度和堿的濃度相等都是0.1mol/L，酸是強酸，所以酸溶液中氫離子濃度是0.1mol/L，因此酸溶液中pH＝1。
（3）等物質的量的酸、堿反應后溶液呈堿性，說明酸是弱酸，酸和堿反應的離子方程式為HZ+OH^-＝H₂O+Z^-；常溫下，PH＝9的溶液中氫離子濃度10-9mol/L，則氫氧根離子濃度是10^-5mol/L，這也是水電離出的OH^－濃度。
（4）HZ是弱酸，酸的pH＝2時，酸的濃度大于0.01mol/L，所以等體積的酸和堿混合后酸過量，導致溶液的pH小于7。
考點：考查酸、堿反應后溶液的酸堿性判斷、離子濃度大小比較以及離子方程式的書寫
點評：該題是高考中的常見題型，試題基礎性強，難易適中，注重考查學生的靈活運用基礎知識解決實際問題的能力。本題的關鍵是明確“誰強誰顯性、誰弱誰水解”的規律，同時還充分利用好溶液中的各種守恒關系。