题目
题型:不详难度:来源:
实验 编号 | 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 |
甲 | 0.2 | 0.2 | pH=a |
乙 | c | 0.2 | pH=7 |
丙 | 0.2 | 0.1 | pH>7 |
丁 | 0.1 | 0.1 | pH=9 |
(2)不考虑其它组的实验结果,单从乙组情况分析,C是否一定等于0.2 (选填“是”或“否”)。混合液中离子浓度c(A-)与 c(Na+)的大小关系是 。
(3)丙组实验结果分析,HA是 酸(选填“强”或“弱”)。该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是 。
(4)丁组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH-)= mol·L-1。
答案
解析
试题分析:(1)如果HA是强酸,则等体积、等物质的量浓度的HA与NaOH混合,溶液呈中性,如果HA是弱酸,则等体积、等物质的量浓度的HA与NaOH混合,溶液呈酸性。
(2)如果HA为弱酸,与等浓度,等体积的NaOH溶液反应后,溶液呈中性,则需要酸过量,所以c大于0.2,根据电荷守恒:c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+ c(A-),若c(H+)= c(OH-)则c(Na+)= c(A-)。
(3)根据丙可知,酸过量,反应后的溶液呈碱性,说明酸是弱酸。根据电荷守恒:c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+ c(A-),c(H+)< c(OH-),溶质电离出来的离子大于水电离出来的离子,所以溶液中离子浓度大小关系为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)。
(4)酸和碱等体积等浓度混合,则恰好完全反应,溶液显碱性,说明生成了强碱弱酸盐。溶液中的H+都是由水电离出来的,所以水电离出来的c(H+)= c(OH-)=10-5mol/L。
点评:本题属于盐类水解的综合性习题,是高考中的热点习题。计算水电离出来的离子,要考虑溶液中的H+或OH-是由谁电离出来的,再根据Kw去求。
核心考点
试题【(14分)常温下,将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合,两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表,请回答:实验编号HA物质的量浓度(mol·L-1)NaOH】;主要考察你对影响盐类水解的因素等知识点的理解。[详细]
举一反三
A.溶液呈中性的盐一定是强酸与强碱生成的盐 |
B.含有弱酸根离子的盐的水溶液一定呈碱性 |
C.盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸、碱电离程度的相对大小 |
D.Na2 S水解的离子方程式为:S2-+2H2OH2S+2OH- |
A.常温下,10 mL 0.2mol/L NH4NO3溶液与10 mL 0.1mol/L NaOH溶液混合后所得pH=9.6的溶液中:c(NO3-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(NH3·H2O)>c(OH-)>c(H+) |
B.0.1 mol/LNa2S溶液中:c(Na+) + c(H+) = c(S2-) + c(HS-) + c(OH-) |
C.常温下a mL 0.1 mol/L KOH与b mL 0.1 mol/L HCN两溶液混合后pH>7,则一定有a≥b |
D.10 mL 0.1mol/L NaCl溶液中离子总数为x,10mL 0.1mol/LCH3COONa溶液中离子总数为y,则x>y |
A.0.1mol·L-1氨水中,c(OH-)=c(NH4+)
B.在0.1mol·L-1CH3COONa溶液中,c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)
C.等体积、等物质的量浓度的NaX和弱酸HX混合后的溶液中:c(Na+)>c(HX)>c(X-)>c(H+)>c(OH-)
D.0.1mol·L-1某二元弱酸强碱盐NaHA溶液中,c(Na+)=2c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)
A.c(K +)+c(H+)= c(OH-)+ c(HCO3-)+2 c(CO32-) |
B.c(K+)> c (HCO3-)> c(OH-)> c(CO32-)> c(H+) |
C.c(HCO3-)+ c(CO32-)+ c(H2 CO3)=" 0.1" mol•L-1 |
D.c(K+)> c(HCO3-)> c(OH-)> c(H+)> c(CO32-) |
(2)氯化铝水溶液呈 性,原因是(用离子方程式表示):_____________________
把AlCl3溶液蒸干,灼烧,最后得到的主要固体产物是
(3)在配制硫化钠溶液时,为了防止发生水解,可以加入少量的 。原因是:_________________(用离子方程式表示);
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