Question

【題目】已知t ℃時，0.01 mol/L NaOH溶液的pH＝11，0.1 mol/L的HA溶液中c(H+)/c(OH-)=109

請回答下列問題：

（1）該溫度下，水的離子積Kw＝_____，0.1 mol/L的HA溶液中水電離出的c(OH-)=_____。

（2）在室溫下，將pH之和為14的NaOH溶液和HA溶液等體積混合后，所得溶液呈_____(填“酸”“堿”或“中”)性。

（3）在室溫下，蒸餾水稀釋0.01 mol/L HA溶液時，下列呈減小趨勢的是_____。

A．水的電離程度 B．c(HA)/c(A-)

C．溶液中c(H＋)和c(OH－)的乘積 D．溶液中c(A－)·c(HA)的值

（4）室溫下，取pH＝2的鹽酸和HA溶液各100 mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應過程中兩溶液的pH變化如圖所示：

①圖中表示HA溶液pH變化曲線的是____(填“A”或“B”)。

②設鹽酸中加入Zn的質量為m1，HA溶液中加入Zn的質量為m2，則m1_____m2(填“>”“<”或“＝”)。

（5）室溫下，取0.01 mol/L的鹽酸和HA溶液各100 mL，分別滴加0.01 mol/LNaOH溶液至恰好完全反應，所需NaOH溶液的體積前者____后者(填“>”“<”或“＝”)。

Answer 1

【答案】1×10－13　 10－11mol/L 酸 BD B < ＝

【解析】

（1）0.01mol·L-1NaOH溶液中c（OH－）=10-2mol·L－1，已知pH=11，根據Kw的公式計算；

0.1mol·L-1的HA溶液中c(H＋)/c(OH－)=109，根據Kw計算c（H＋），再計算水電離的的c(OH-)；

（2）在室溫下，pH之和為14的NaOH溶液和HA溶液，c（OH－）=c（H＋），由于酸是弱酸，酸的濃度大于氫離子濃度；

（3）HA是弱電解質，加水稀釋HA，促進HA電離，則n（A－）、n（H＋）增大，n（HA）減小，但酸根離子、氫離子濃度增大的程度小于溶液體積增大的程度，所以c（A－）、c（H＋）、c（HA）都減小。

（4）HA是弱電解質，在反應過程中HA繼續電離出氫離子，則反應過程中HA中pH增大程度小于HCl，當完全反應后，HA和鹽酸中pH相等，則HA反應的物質的量大于鹽酸，根據酸和鋅之間的關系計算．

（5）0.01 mol·L－1的鹽酸和HA溶液各100 mL，能提供的氫離子相同，消耗的堿相同。

（1）0.01mol·L-1NaOH溶液中c（OH－）=10-2mol·L－1，已知pH=11，即c（H＋）=10-11mol·L－1，則Kw=c（OH－）×c（H＋）=10-13；

0.1mol·L-1的HA溶液中c(H＋)/c(OH－)=109，已知Kw=10-13，則c（H＋）=10-2mol·L－1，c(OH-)=10-11mol·L－1；

（2）在室溫下，pH之和為14的NaOH溶液和HA溶液，氫氧化鈉溶液中c（OH－）等于醋酸溶液中c（H＋），由于酸是弱酸，酸的濃度大于氫離子濃度，所以混合后酸有剩余，則溶液顯酸性；

（3）A、加水稀釋，溶液的體積增大，c（H＋）減小，對水的電離的抑制程度減小，所以水的電離程度增大，故A錯誤；

B、加水稀釋，促進電離，則n（A－）增大，n（HA）減小，所以c(HA)/c(A－)減小，故B正確；

C、溶液中c（H＋）和c（OH－）的乘積為常數，溫度不變，則 c（H＋）和c（OH－）的乘積不變，故C錯誤；

D、加水稀釋，溶液的體積增大，c（A－）與c（HA）均減小，所以溶液中c（A－）·c（HA）的值減小，故D正確；

故選BD。

（4））①HA是弱電解質，在反應過程中HA電離出氫離子，所以反應過程中HA中C（H＋）大于HCl，則HA中pH增大程度小于HCl，所以表示HA溶液中pH變化曲線為B；

②當完全反應后，HA和鹽酸中pH相等，則參加反應的n（HA）＞n（HCl），酸消耗的越多，則參加反應的Zn的質量越大，所以m1＜m2。

（5）0.01 mol·L－1的鹽酸和HA溶液各100 mL，能提供的氫離子相同，消耗的堿相同，室溫下，取0.01 mol/L的鹽酸和HA溶液各100 mL，分別滴加0.01 mol/LNaOH溶液至恰好完全反應，所需NaOH溶液的體積前者等于后者。