Question

在常温下向20mL 0.1mol?L^-1某酸（用HAc表示）溶液中逐滴加入0.1mol?L^-1 NaOH溶液，用pH计来测定溶液中pH数据如下表，作出pH与NaOH溶液体积关系的曲线如图所示（忽略温度变化）．请根据表中数据和滴定曲线回答以下问题：

V（NaOH）mL	0.00	10.00	18.00	19.80	19.98	20.00	20.02	20.20	22.00	40.00
pH	3.0	4.7	5.7	6.7	7.7	8.7	9.7	10.7	11.7	12.5

（1）实验中的指示剂最好使用

 

；
（2）当V（NaOH）=20.00mL时，请写出溶液中主要存在的两种平衡状态的表示式

 

、

 

；
溶液中离子浓度由大到小的顺序是

 

；
（3）a、b、c、d四点对应溶液中水的电离程度由大到小的顺序是

 

．
（4）该温度下，滴定曲线上c点时HAc的电离平衡常数K_a=

 

（用含V的代数简式表示）．

Answer 1

考点：酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算

专题：电离平衡与溶液的pH专题

分析：（1）选取的酸碱指示剂颜色变化要明显，酚酞的变色范围为8-10；
（2）根据溶液的浓度和pH知，该酸为弱酸，二者恰好反应时生成的盐为强碱弱酸盐，其溶液呈碱性，溶液中存在弱酸根离子的水解平衡、弱电解质的电离平衡，结合电荷守恒判断离子浓度大小；
（3）酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离；
（4）电离平衡常数=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

．

解答： 解：（1）碱向酸中滴定时，溶液由酸性变化中性最后变为碱性，滴定终点时溶液呈弱碱性，酚酞的变色范围为8-10，所以选取酚酞试液作指示剂，故答案为：酚酞；
（2）0.1mol/L的HA溶液的pH=3，说明该酸是弱酸，等酸碱恰好反应生成生成NaAc，弱酸根离子能水解而使其溶液呈碱性，水是弱电解质，存在电离平衡，所以溶液中存在的平衡为Ac^-+H₂O?HAc+OH^-和H₂O?H⁺+OH^-，
溶液呈碱性则c（OH^-）＞c（H⁺），溶液中存在电荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（Ac^-）+c（OH^-），所以得c（Na⁺）＞c（Ac^-），溶液中盐类水解程度微弱，所以离子浓度大小顺序是c（Na⁺）＞c（Ac^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
故答案为：Ac^-+H₂O?HAc+OH^-、H₂O?H⁺+OH^-、c（Na⁺）＞c（Ac^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（3）酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，酸中氢离子浓度越大，抑制水电离程度越大，从图象可以得出，a点由水电离c（H⁺）=c（OH^-）=10^-11mol/L，d点由水电离c（H⁺）=c（OH^-）=10^-12mol/L，故电离程度a＞d，b点抑制程度比a弱，因此b＞a，c点抑制程度最弱，所以水的电离程度从大到小顺序是c＞b＞a＞d，故答案为：c＞b＞a＞d；
（4）NaA为强碱弱酸盐，其溶液呈碱性，要使溶液呈中性，则酸应该稍微过量，呈中性时，溶液中c（Na⁺）=c（A^-）=

0.1×V

20+V

mol/L，c（HA）=

0.1×(20-V)

20+V

mol/L，
电离平衡常数K_a=

c(H+)．c(A-)

c(HA)

=

10-7. 0.1V 20+V

0.1(20-V) 20+V

=

10-7V

20-V

，
故答案为：

10-7V

20-V

．

点评：本题考查了酸碱中和滴定实验，根据溶液浓度和溶液PH确定酸的强弱，再结合酸或碱、盐对水电离的影响、电离平衡常数等知识点来分析解答，难点是（4），注意混合溶液中钠离子和HA浓度的计算方法，难度中等．