Question

【題目】弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽類的水解平衡和難溶物的溶解平衡均屬于化學(xué)平衡。

（1）常溫下，將0.1mol/L HCl溶液與0.1 mol/L MOH溶液等體積混合，測得混合后溶液的pH＝5，則MOH在水中的電離方程式為__________。

（2）已知常溫時CH3COOHCH3COO – + H+，Ka＝2×10–5，則反應(yīng)CH3COO – + H2OCH3COOH + OH–的平衡常數(shù)Kh＝______。

（3）已知H2A在水中發(fā)生電離：H2A＝H++HA–，HA–H++A2–。

① 等物質(zhì)的量濃度的兩種溶液：NaHA溶液的pH_____(填“＞”、“＝”或“＜”)Na2A溶液的pH。

② 已知0.1 mol·L－1 NaHA溶液的pH＝2，該溶液中各種離子濃度由大到小的順序是______。

③某溫度下，若向0.1 mol·L–1的NaHA溶液中逐滴滴加0.1 mol·L–1 NaOH溶液至溶液呈中性。對該混合溶液，下列說法一定正確的是____（填序號）。

A．c(H+)·c(OH–)＝1×10–14 B．c(Na+)＝c(HA–)+2c(A2–)

C．溶液中水的電離程度逐漸減小 D．c(Na+)＝c(HA–)+c(A2–)

（4）常溫下，若在0.10 mol·L–1 CuSO4溶液中加入NaOH稀溶液充分攪拌，有淺藍色氫氧化銅沉淀生成，當溶液的pH＝8時，c(Cu2+)＝________mol·L–1 {Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10–20}。

Answer 1

【答案】MOHM+ + OH 5×10–10 ＜ c(Na+)＞c(HA)＞c(H+)＞c(A2)＞c(OH) B 2.2×10–8

【解析】

（1）常溫下，將0.1mol/L HCl溶液與0.1 mol/L MOH溶液等體積混合，所得物質(zhì)為MCl，測得混合后MCl溶液的pH＝5，由此可知該堿為弱堿；

（2）結(jié)合水的離子積常數(shù)和水解平衡常數(shù)求算公式計算；

（3）①由H2A＝H++HA–,HA–H++A2–可知NaHA該鹽為強酸強堿鹽，Na2A為強堿弱酸鹽，可以利用鹽類水解的規(guī)律求解；

②由0.1 mol·L－1 NaHA溶液的pH＝2可知，該溶液中主要存在HA–H++A2–，可以據(jù)此回答；

③由溶液呈中性可知溶液中氫離子的濃度等于氫氧根的濃度；

（4）結(jié)合Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10–20進行計算求解；

（1）常溫下，將0.1mol/L HCl溶液與0.1 mol/L MOH溶液等體積混合，所得物質(zhì)為MCl，測得混合后MCl溶液的pH＝5，由此可知該堿為弱堿，故MOH在水中的電離方程式為MOHM+ + OH；

（2）=5×10–10

（3）①由H2A＝H++HA–可知NaHA該鹽為強酸強堿鹽，故該鹽為中性鹽溶液的PH=7，Na2A為強堿弱酸鹽，故溶液呈堿性PH>7，故答案為“<”；

②由題中信息可知溶液中c(Na+)=0.1 mol·L－1>c(HA-),溶液中存在HA–H++A2–，可知：c(Na+)＞c(HA)＞c(H+)＞c(A2)＞c(OH)；

③溶液呈中性可知，則可知：

A．c(H+)·c(OH–)=kw由于溫度未知，故數(shù)值不能確定；

B．由電荷守恒可知c(Na+)+c(H+)＝c(HA–)+2c(A2–)+c(OH-)又，故c(Na+)＝c(HA–)+c(A2–)；

C．0.1 mol·L－1 NaHA溶液的pH＝2，由此可知最初溶液呈現(xiàn)酸性是HA–H++A2–，抑制水的電離，故隨著加入堿發(fā)生中和反應(yīng)，水的電離程度逐漸增大；

D．由B可知D選項錯誤；

（4）由Ksp[Cu(OH)2]＝=2.2×10–20可知c(Cu2+)=2.2×10–8