Question

（1）常温下，已知0.1mol•L^-1一元酸HA溶液中c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8．
①常温下，0.1mol•L^-1 HA溶液的pH=______；写出该酸（HA）与NaOH溶液反应的离子方程式：______；
②pH=3的HA与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中4种离子物质的量浓度大小关系是：______．
（2）常温下，向pH=a的氨水中加入等体积盐酸时，溶液呈中性，则此盐酸的pH______14-a（＞、＜、=）
（3）向物质的量浓度均为0.01mol•L^-1的MnCl₂和BaCl₂混合溶液中，滴加Na₂CO₃溶液，先沉淀的离子是______，当两种难溶电解质共存时，溶液中c（Ba²⁺）/c（Mn²⁺）______．（此温度下，Ksp（BaCO₃）=8.1×10^-9、Ksp（MnCO₃）=1.8×10^-11）
（4）设Ka、Kh、Kw分别表示CH₃COOH的电离平衡常数、CH₃COO^-的水解平衡常数和水的离子积常数，则三者之间的关系为：______．

Answer

（1）①根据c（OH-）/c（H+）=1×10-8结合水的离子积常数计算氢氧根离子浓度，再根据水的离子积常数计算溶液中氢离子浓度，从而得出溶液的pH；根据离子方程式书写规则书写离子方程式．
②根据酸和碱的物质的量的相对大小确定溶液中的溶质，从而确定溶液的酸碱性，结合电荷守恒确定溶液中各种离子浓度的相对大小．
（2）利用假设法判断盐酸的pH值，实际上盐酸的pH值小于假设值．
（3）难溶物的溶度积常数越小的，该金属离子先沉淀；当两种难溶电解质共存时，碳酸锰恰好饱和，溶液中锰离子浓度和碳酸根离子浓度相等，根据碳酸锰的溶度积常数计算锰离子、碳酸根离子浓度，再根据碳酸钡溶度积常数、碳酸根离子浓度计算钡离子浓度，从而得出钡离子和锰离子浓度之比．
（4）写出醋酸电离平衡常数、醋酸根离子水解平衡常数，水的离子积常数进行比较，从而得出结论．
【解析】
（1）①c（OH-）/c（H+）=1×10-8，c（OH-）×c（H+）=1×10-14，所以c（OH-）=10-11mol•L-1，则c（H+）=10-3mol•L-1，所以溶液的pH=3；氢离子浓度小于酸的浓度，所以该酸是弱酸，该酸（HA）与NaOH溶液反应的离子方程式为：HA+OH-═A-+H2O．
故答案为：3；HA+OH-═A-+H2O．                       
②pH=11的NaOH溶液中c（OH-）=10-3mol•L-1，HA是弱酸，酸的浓度远远大于氢离子浓度，所以pH=3的HA与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中的溶质是酸和盐，溶液呈酸性，所以溶液中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，酸根离子浓度大于钠离子浓度，溶液中4种离子物质的量浓度大小关系是c（A-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-），
故答案为：c（A-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-）．                                        
（2）假设氨水是强电解质时，pH=a的氨水中氢氧根离子浓度=10a-14mol/L，向pH=a的氨水中加入等体积盐酸时，溶液呈中性，则氢氧根离子浓度等于氢离子浓度，所以盐酸的pH=14-a；实际上氨水是弱碱，等体积的酸和碱混合后溶液呈中性，说明酸的浓度大于碱的浓度，则盐酸的pH＜14-a，故选＜．
（3）碳酸钡的溶度积常数等于碳酸锰的溶度积常数，所以锰离子先沉淀；当两种难溶电解质共存时，则
c（CO32-）=c（Mn2+）=，溶液中c（Ba2+）=，c（Ba2+）：c（Mn2+）=：=450．
故答案为：Mn2+；450．                                               
（4）Ka=，Kh=，Kw=C（H+）．C（OH-），所以Ka•Kh=Kw．
故答案为：Ka•Kh=Kw．