Question

(1) 常溫下，已知0.1 mol·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=       ；寫出該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式：                                       ；
②pH＝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0.01mol·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）設Ka、Kh、Kw分別表示CH₃COOH的電離平衡常數、CH₃COO^－的水解平衡常數和水的離子積常數，則三者之間的關系為：                  

Answer 1

（14分）
（1）①3 ， HA+OH^－=A^－+H₂O                        (各2分)
②c(A^－)>c(Na⁺)>c(H⁺)>c(OH^－)                         (2分)
（2）＜                                                 (2分)
（3）Mn²⁺，450                                         各2分）
（4）Ka·Kh＝Kw                                         (2分)

解析試題分析：（1）①c（OH^－）/c（H^＋）=1×10^-8，c（OH^－）×c（H^＋）=1×10^-14，所以c（OH^－）=10^-11mol·L^－1，則c（H^＋）=10^-3mol·L^－1，所以溶液的pH=3；氫離子濃度小于酸的濃度，所以該酸是弱酸，該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式為：HA+OH^－═A^－+H₂O．
故答案為：3；HA+OH^－═A^－+H₂O．
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^－），
故答案為：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=10^a-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，故選＜．
（3）碳酸鋇的溶度積常數等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（CO₃^2－）=c（Mn^2＋）=，溶液中c（Ba^2＋）=，c（Ba^2＋）：c（Mn^2＋）=：==450．
故答案為：Mn^2＋；450．
（4），，Kw=C（H^＋）．C（OH^－），所以Ka·Kh=Kw．
故答案為：Ka·Kh=Kw．
考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡；pH的簡單計算；酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算