Question

（1）常温下，将NH₃·H₂O与盐酸等体积混合，实验数据如下：

组别	NH3·H2O	HCl	混合溶液的pH值
甲	c（NH3·H2O）=0.1mol·L-1	c（HCl）=0.1mol·L-1	pH=a
乙	NH3·H2O的pH=12	HCl的pH=2	pH=b
丙	c（NH3·H2O）=A mol·L-1	c（HCl）=0.1mol·L-1	pH=c

 

针对甲、乙、丙三组实验，回答下列问题：

①甲组反应后，溶液中离子浓度的大小顺序为__________________；

②乙组b     7(填“＞”、“＜”或“＝”)

③丙组溶液混合后c＝7，A   0.1mol·L^-1(填“＞”、“＜”或“＝”)

④甲中a＝6，混合溶液中c(Cl^－)－c(NH₄^＋)= ____________mol·L^-1 (列式表示结果，不能做近似计算)。（2）常温下，在20.0mL 0.20mol/LCH₃COONa溶液中滴加0.20mol/L的稀盐酸。溶液的PH 的变化关系如右图所示。

①a ＞7.0的理由是（用离子方程式表示）                                           。

②当加入的盐酸的体积为20.0mL时，测定溶液中的c（H⁺）为1.3×10^{-3 ­}mol/L，求CH₃COOH的电离平衡常数K_a                  （设混合后的体积为二者的体积之和，计算结果保留两位有效数字。）

 

Answer 1

【答案】

（1）c(Cl^－)＞c(NH₄^＋)＞c(H^＋)＞c(OH^－)（2分）；＞（2分）；＞（2分）；10^－6－10^－8（2分）

（2）CH₃COO^－＋H₂OCH₃COOH＋OH^－（2分）；1.7×10^－5（3分）

【解析】

试题分析：（1）①甲组实验中氨水和盐酸的浓度、体积相同，二者恰好反应生成氯化铵。由于NH₄^＋水解溶液显酸性，因此溶液中离子浓度大小关系是c(Cl^－)＞c(NH₄^＋)＞c(H^＋)＞c(OH^－)。

②盐酸是强酸，氨水是弱碱。因此pH＝12的氨水浓度大于0.01mol/L，所以在体积相等的条件下二者反应氨水过量，溶液显碱性，因此溶液的pH＞7。

③丙组溶液混合后c＝7，这说明氨水和盐酸反应后溶液显中性。由于二者恰好反应时，溶液显酸性。因此要使反应后的溶液显中性，则氨水要过量，所以强酸的浓度A＞0.1mol/L。

④甲中a＝6，所以在常温下溶液中c(H^＋)＝10^－6mol/L，c(OH^－)＝10^－8mol/L.根据电荷守恒可知c(Cl^－)+c(OH^－)＝c(NH₄^＋)+c(H^＋)，所以混合溶液中c(Cl^－)－c(NH₄^＋)＝c(H^＋)－c(OH^－)＝(10^－6－10^－8)mol/L。

（2）①醋酸钠是强碱弱酸盐，溶于水CH₃COO^－水解，溶液显碱性，反应的离子方程式为CH₃COO^－＋H₂OCH₃COOH＋OH^－。

②当加入的盐酸的体积为20.0mL时，二者恰好反应生成醋酸和氯化钠，其中c(Cl^－)＝c(Na^＋)，则根据电荷守恒可知c(CH₃COO^－)+c(Cl^－)+c(OH^－)＝c(Na^＋)+c(H^＋)，即c(CH₃COO^－)+c(OH^－)＝c(H^＋)，所以c(CH₃COO^－)＝c(H^＋)－c(OH^－)≈c(H^＋)＝1.3×10^{-3 ­}mol/L。根据物料守恒可知溶液中c(CH₃COOH)＝0.10mol/L－1.3×10^{-3 ­}mol/L＝98.7×10^{-3 ­}mol/L，所以CH₃COOH的电离平衡常数K_a＝＝=1.7×10^－5。

考点：考查溶液酸碱性判断、离子浓度大小比较以及电离平衡常数的计算