Question

【題目】25℃時，0.1mol/L的HA溶液中 =1010 ， 0.01mol/L的BOH溶液pH=12．請回答下列問題：
（1）HA是（填“強(qiáng)電解質(zhì)”或“弱電解質(zhì)”，下同），BOH是 ．
（2）HA的電離方程式是 ． 其中由水電離出的c（H+）=mol/L
（3）在加水稀釋HA的過程中，隨著水量的增加而減小的是（填字母）．
A.
B.
C.c（H+）與c（OH﹣）的乘積
D.c（OH﹣）
（4）將等體積等物質(zhì)的量濃度的HA溶液和BOH溶液混合后的溶液呈性，請用離子方程式解釋其原因 ， 混合溶液中各離子濃度由大到小的順序是 ．
（5）常溫下pH=12的BOH溶液100mL，加0.01mol/L NaHSO4使溶液的pH為11．（混合溶液體積變化忽略不計），應(yīng)加 NaHSO4mL（保留到小數(shù)點后一位）

Answer 1

【答案】
（1）弱電解質(zhì)；強(qiáng)電解質(zhì)
（2）HA?H++A﹣；10﹣12
（3）B
（4）堿；A﹣+H2O?HA+OH﹣；c（B+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）
（5）8.18
【解析】解：（1）25℃時，0.1mol/L的HA溶液中 =1010、c（OH﹣）．c（H+）=10﹣14 ， 則該溶液中c（H+）=0.01mol/＜0.1mol/L，所以HA是弱酸，則HA是弱電解質(zhì)； 0.01mol/L的BOH溶液pH=12，該溶液中c（OH﹣）= mol/L=0.01mol/L=c（BOH），所以BOH是強(qiáng)堿，則BH是強(qiáng)電解質(zhì)；
所以答案是：弱電解質(zhì)；強(qiáng)電解質(zhì)； （2）HA是弱酸，在水溶液中存在電離平衡，電離方程式為HAH++A﹣；該溶液中水電離出的c（H+）=c（OH﹣）= mol/L=10﹣12 mol/L，
所以答案是：HAH++A﹣；10﹣12； （3）加水稀釋促進(jìn)HA電離，溶液中HA電離增大程度小于溶液體積增大程度，所以c（H+）減小，溶液中c（HA）、c（A﹣）減小，溶液溫度不變，離子積常數(shù)不變，則溶液中c（OH﹣）增大；
A．加水稀釋促進(jìn)HA電離，n（H+）增大、n（HA）減小，溶液體積相同，所以 增大，故錯誤；
B．加水稀釋促進(jìn)HA電離，n（A﹣）增大、n（HA）減小，溶液體積相同，所以 減小，故正確；
C．溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以c（H+）與c（OH﹣）的乘積不變，故錯誤；
D．加水稀釋促進(jìn)HA電離，溶液中HA電離增大程度小于溶液體積增大程度，所以c（H+）減小，溶液溫度不變，離子積常數(shù)不變，則溶液中c（OH﹣）增大，故錯誤；
故選B；（4）將等體積等物質(zhì)的量濃度的HA溶液和BOH溶液混合，二者恰好反應(yīng)生成BA，BA為強(qiáng)堿弱酸鹽，酸根離子水解導(dǎo)致溶液呈堿性，則c（OH﹣）＞c（H+），但其水解程度較小，結(jié)合電荷守恒得c（B+）＞c（A﹣），所以離子濃度大小順序是c（B+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+），其水解方程式為 A﹣+H2OHA+OH﹣ ， 所以答案是：堿性； A﹣+H2OHA+OH﹣；c（B+）＞c（A﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+）；（5）常溫下pH=12的BOH溶液中c（OH﹣）= mol/L=0.01mol/L，硫酸氫鈉是強(qiáng)酸酸式鹽，其完全電離生成鈉離子、氫離子和硫酸根離子，相當(dāng)于強(qiáng)酸性溶液，硫酸氫鈉溶液中c（H+）=0.01mol/L，混合溶液pH=11＞7，混合溶液中 mol/L=0.001mol/L，則混合溶液呈堿性，混合溶液中c（OH﹣）= =0.001mol/L，x=81.8mL，
所以答案是：81.8．
【考點精析】本題主要考查了弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡的相關(guān)知識點，需要掌握當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時，弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)；電離平衡是化學(xué)平衡的一種，同樣具有化學(xué)平衡的特征．條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理才能正確解答此題．