Question

(9分) I：常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，分别进行编号为①、②、③的实验，实验数据记录如下表

序号	HA物质的量浓度(mol·L－1)	NaOH物质的量浓度(mol·L－1)	混合溶液的pH
①	0．1	0．1	pH＝9
②	c	0．2	pH＝7
③	0．2	0．1	pH<7

请回答：（1）根据①组实验情况，分析混合溶液的pH＝9的原因是______________    ___。
(用反应的离子方程式表示)，在该溶液中下列关系式不正确的是(填序号字母)________。
A．c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)    B．c(Na^＋)＝c(HA)＋c(A^－)
C．c(HA)＋c(H^＋)＝c(OH^－)           D．c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)＋c(HA)
（2）②组情况表明，c      __0．2mol·L^－1(选填“>”、“<”或“＝”)。混合溶液中离子浓度c(A^－)________c(Na^＋)(选填“>”、“<”或“＝”)
从③组实验结果分析，说明HA的电离程度________NaA的水解程度(选填“>”、“<”或“＝”)，离子浓度由大到小的顺序是______________________________________。
Ⅱ：室温下，若将0．1 mol·L^－1盐酸滴入20 mL 0．1 mol·L^－1氨水中，溶液pH随加入盐酸体积的变化曲线如下图所示。
（1）NH₃·H₂O的电离方程式是                    。
（2）b点所示溶液中的溶质是                      。
（3）c点所示溶液中，离子浓度从大到小的关系为                             。

Answer 1

I：（1） A^－＋H₂OHA^－＋OH^－　    D
（2）  >　   ＝  （3）  >　    c(A^－)>c(Na^＋)>c(H^＋)>c(OH^－)
Ⅱ：（1）NH₃·H₂ONH＋OH^–；（2）   NH₄Cl    NH₃·H₂O ；
（3）c (Cl^–) ＞c (NH₄⁺)＞c (H⁺)＞c (OH^–) 

解析试题分析：I：（1）某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合后二者恰好完全反应产生盐NaA．该盐溶液显碱性，是因为该酸是弱酸，反应产生的盐水解破坏了水的电离平衡，最终使溶液中的c(OH^-)>c(H⁺)，用离子方程式表示为A^－＋H₂OHA^－＋OH^－；A．根据溶液中的电中性原则可知c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)，正确；B．根据物料守恒可得c(Na^＋)＝c(A^-)(开始)=c(HA)＋c(A^－)，正确；C．根据质子守恒可得c(HA)＋c(H^＋)＝c(OH^－)，正确；D．根据电荷守恒可知c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)，错误。（2）由于酸是弱酸，所以要使反应后溶液显中性，则应该使酸的物质的量稍微过量，因此②组情况表明，c>0．2mol/L． 根据电中性原则c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(OH^－)＋c(A^－)，由于溶液显中性，所以c(H^＋)＝c(OH^－)。故混合溶液中离子浓度c(A^－)= c(Na^＋)。（3）从③组实验结果分析，说明HA的电离程度大于NaA的水解程度；由于在该溶液中由于因为HA、NaA是等浓度混合的，因为c(H^＋)>c(OH^－),说明HA的电离大于NaA的水解；所以c(A^－)>c(Na^＋)。盐的电离作用远大于水的电离，所以c(Na^＋)>c(H^＋)。故离子浓度由大到小的顺序是  c(A^－)>c(Na^＋)>c(H^＋)>c(OH^－)；Ⅱ：（1）氨水中的一水合氨是弱电解质，在溶液中存在电离平衡：NH₃·H₂ONH＋OH^–；在b点时溶液呈中性，则在该点溶液中的溶质是NH₄Cl和NH₃·H₂O；（3）在c点所示溶液中，c(H^＋)>c(OH^－),根据电荷守恒可知：c (Cl^–) ＞c (NH₄⁺)。盐的电离作用大于弱电解质的电离作用，所以c (NH₄⁺)＞c (H⁺)。故离子浓度从大到小的关系为c (Cl^–) ＞c (NH₄⁺)＞c (H⁺)＞c (OH^–)。
考点：考查弱电解质的电离、盐的水解、溶液中离子浓度的大小比较的知识。