Question

在常温条件下，将0.05mol?L^-1的盐酸与未知浓度的NaOH溶液以1：2的体积比混合，所得溶液的pH为2．用上述 NaOH溶液与某一元弱酸HA 20.0mL反应，恰好中和时消耗NaOH溶液10.0mL，所得溶液pH为10．求：
（1）C（NaOH）．
（2）C（HA）．
（3）盐类水解程度的大小可用“水解度（h）”来表示．对于NaA型盐的水解度（h）表示为：h=（已水解的物质的量÷原来总物质的量）×100%．求上述所得NaA溶液的水解度．

Answer 1

【答案】分析：（1）溶液的pH为2，则盐酸过量，利用=0.01mol/L计算；
（2）恰好中和时，c（HA）×0.02L=c（NaOH）×0.01L；
（3）所得溶液pH为10，则水解生成c（OH^-）=0.0001mol/L，结合h=（已水解的物质的量÷原来总物质的量）×100%计算NaA溶液的水解度．
解答：解：（1）溶液的pH为2，则盐酸过量，由=0.01mol/L，解得c（NaOH）=0.01 mol?L^-1，
答：c（NaOH）为0.01mol/L；
（2）恰好中和时，c（HA）×0.02L=c（NaOH）×0.01L，则c（HA）==0.005 mol?L^-1，
答：c（HA）为0.005 mol?L^-1；
（3）所得溶液pH为10，则水解生成c（OH^-）=0.0001mol/L，n（NaA）=0.0001mol，n（OH^-）=0.0001mol/L×0.03L，h=×100%=3%，
答：水解度为3%．
点评：本题考查酸碱混合的计算，明确混合后溶液的pH判断过量是解答的关键，注意结合信息中的水解度来解答，题目难度不大．