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，0.1 mol﹒L^-1 HA溶液的pH=_________；设计一个简单实验证明HA是强酸还是弱酸_________。

② pH=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0.01 mol﹒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）己知常温下CH₃COOH的电离平衡常数为1.7×10^-5,则该温度下CH₃COO^-的水解平衡常数等于____________(保留小数点后两位数字）。

Answer

（1）①3(2分)测NaA溶液的PH值，如果等于7,则为强酸，大于7为弱酸（其他合理答案也可）（2分）②c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)(2分）

（2）<(2分）（3）Mn2+(2分)，450(2分）（4）5.88×10-10(2分）

【解析】

试题分析：（1）①常温下，已知0.1mol·L-1一元酸HA溶液中c(OH-)/c(H+)=1×10-8，则根据水的离子积常数可知c(OH-)＝10－11mol/L，所以氢离子浓度是0.001mol/L，则pH＝3；可以通过相应的钠盐是否水解判断酸是否是强酸还是弱酸，因此实验方案为测NaA溶液的pH值，如果等于7，则为强酸，大于7为弱酸；

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-)。

（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－1，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；

（3）碳酸钡的溶度积常数大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；

（4），，Kw=c（H＋）·c（OH－），所以Kh＝Kw/Ka＝5.88×10-10。

考点：考查弱电解质在水溶液中的电离平衡；pH的简单计算；酸碱混合时的定性判断及有关溶度积常数的计算