第七章 水溶液中的离子平衡 第二节 水溶液 酸碱中和滴定.

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第七章 水溶液中的离子平衡 第二节 水溶液 酸碱中和滴定

考纲·网络—掌控全局 考纲点击 网络构建 1.了解水的电离、离子积常数。 2.了解溶液pH的定义。 3.了解测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。 4.分析或处理实验数据,得出合理结论。

梳理·判断—突破点面 梳理基础 一、水的电离 1.电离方程式。 水是一种极弱的电解质,电离方程式为__________________________,简写为___________________。 2.纯水在室温下的有关数据。 (1)c(H+)=c(OH-)=________ mol·L-1。 (2)KW=c(H+)·c(OH-)=________。 (3)pH=7。 H2O+H2OH3O++OH- H2OH++OH- 10-7 10-14

3.KW的影响因素。 KW只与温度有关,温度不变,KW________;温度升高,KW________,反之,KW________。 二、溶液的酸碱性 1.溶液的酸碱性。 溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。 (1)c(H+)________c(OH-),溶液呈酸性。 (2)c(H+)________c(OH-),溶液呈中性。 (3)c(H+)________c(OH-),溶液呈碱 不变 增大 减小 > = <

2.pH。 (1)定义式:________________。 (2)数值范围(室温下):________。 3.pH试纸的使用方法。 把一小片pH试纸放在___________上,用____________蘸取待测液滴在干燥的pH试纸上,试纸变色后,与____________对比,即可确定溶液的pH。 pH=-lgc(H+) 1~14 干净玻璃片 玻璃棒 标准比色卡

1.概念。 利用________反应,用已知浓度的________来测定未知浓度的________的实验方法。 2.用品。 试剂:_________、________、__________、蒸馏水。 仪器:________滴定管、________滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、________。 中和 酸(或碱) 碱(或酸) 标准溶液 待测溶液 酸碱指示剂 碱式 酸式 锥形瓶

3.操作(以用标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)。 (1)滴定前的准备。 ①滴定管:a.查漏,b.洗涤,c.润洗,d.装液,e.排气,f.调液面,g.记录。 ②锥形瓶:a.注碱液,b.记读数,c.加指示剂。

(2)滴定。 左手___________,右手__________________,眼睛注视_________________________,滴定至终点时,记录标准液的体积。 控制活塞 不断地摇动锥形瓶 锥形瓶中溶液颜色的变化 4.数据处理。 将上述操作重复2~3次,求出用去标准盐酸体积的平均 值,根据c(NaOH)= 计算。

正确的打“√”,错误的打“×”。 1.(2012·福建高考)25 ℃与60 ℃时,水的pH相等(  ) × 解析:水的离子积常数随温度的升高而增大,对应pH随温度升高而减小,错误。 2.(2012·浙江高考)用0.200 0 mol/L NaOH标准溶液滴定HCl与CH3COOH的混合液(混合液中两种酸的浓度均约为0.1 mol/L),至中性时,溶液中的酸未被完全中和 (  ) √ 解析:若恰好完全反应,生成NaCl和CH3COONa,呈碱性,要使溶液呈中性,则酸过量,所以没有完全中和,正确。

3.(2012·重庆高考)稀醋酸加水稀释,醋酸电离程度增大,溶液的pH减小 (  ) × 解析:稀醋酸加水稀释,电离平衡正向移动,醋酸电离程度增大,c(H+)减小,pH增大,错误。 4.(2012·天津高考)同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后,溶液的pH=7 (  ) × 解析:不知强酸、强碱是几元酸、几元碱而无法判断混合溶液的pH,如同浓度、同体积的H2SO4与NaOH溶液混合后溶液pH<7,错误。

5.25 ℃时NH4Cl溶液的KW大于100 ℃时NaCl溶液的KW (  ) × 解析:水的离子积常数KW只与温度有关,温度越高,KW越大,错误。 6.100 ℃时,将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合,溶液显中性 (  ) × 解析:100 ℃时,水的离子积常数KW=1×10-12,所以将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合后,溶液显碱性,错误。

× 7.用水湿润pH试纸测量某溶液的pH (  ) 8.将浓度为0.1 mol·L-1HF溶液加水不断稀释, 始 终保持增大 (  ) 9.对滴有酚酞试液的CH3COONa溶液加热,溶液颜色变深 (  ) 解析:PH试纸使用时不能润湿,错误。 √ 解析:加水不断稀释的过程中,HF的电离程度不断增大,H+的数目不断增多,HF分子数目不断减少, 始终保持增大,正确。 √ 解析:CH3COONa水解是吸热反应,升高温度,水解平衡右移,碱性增强,溶液颜色变深,正确。

热点·典例—融会贯通 影响水电离平衡的因素以及水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算 热点一 1.外界条件对水电离的影响。

2.水电离出的c(H+)或c(OH-)的计算(25 ℃时)。 (1)中性溶液:c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7 mol/L。 (2)溶质为酸的溶液。 H+来源于酸电离和水电离,而OH-只来源于水。如计算pH=2的盐酸中,水电离出的c(H+)=c(OH-)=10-12 mol/L。 (3)溶质为碱的溶液。 OH-来源于碱电离和水电离,而H+只来源于水。如 pH=12 的NaOH溶液中,水电离产生的c(OH-)=c(H+)=10-12 mol/L。

(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液。 H+和OH-均由水电离产生。如pH=2的NH4Cl溶液中由水电离出的c(H+)=10-2 mol/L;pH=12的Na2CO3溶液中由水电离出的c(OH-)=10-2 mol/L。 ♨特别提醒 溶质为酸或碱的溶液中: (1)当酸电离出的H+远大于水电离出的H+时,水电离出的H+可忽略不计。 (2)当碱电离出的OH-远大于水电离出的OH-时,水电离出的OH-可忽略不计。

【例1】 将纯水加热至较高温度,下列叙述正确的是(  ) A.水的离子积变大、pH变小、呈酸性 B.水的离子积不变、pH不变、呈中性 C.水的离子积变小、pH变大、呈碱性 D.水的离子积变大、pH变小、呈中性

思维点拨:溶液呈酸、碱性的本质是H+与OH-浓度的相对大小,而pH与7、c(H+)与1×10-7 mol/L的相对大小作为判断溶液酸碱性的依据,适用在25 ℃时比较。 解析:H2O的电离为吸热反应,将纯水加热至较高温度,电离平衡向正反应方向移动,c(H+)、c(OH-)均增大,则水的离子积KW=c(H+)·c(OH-)增大,pH=-lg c(H+)减小。c(H+)=c(OH-),呈中性。故D项正确。 答案:D

溶液的酸碱性判断 c(H+)与c(OH-) 的关系 溶液酸碱性 pH c(H+)>c(OH-) 酸性 可能大于、小于或等于7,温度为25 ℃时小于7 c(OH-)>c(H+) 碱性 可能大于、小于或等于7,温度为25 ℃时大于7 c(H+)=c(OH-) 中性 可能大于、小于或等于7,温度为25 ℃时等于7

1.下列溶液一定呈碱性的是(  ) A.能使甲基橙变黄色的溶液 B.c(OH-)>1×10-7 mol/L的溶液 C.含有OH-的溶液 D.c(OH-)>c(H+)的溶液 解析:当pH>4.4时,溶液使甲基橙变黄色,故A项错误;当温度升高时,纯水的c(OH-)=c(H+)>10-7mol/L,故B项错误;当c(OH-)>c(H+)时,溶液一定呈碱性,D项正确。 答案:D

热点二 pH试纸的使用及pH的测定 溶液pH的测定有三种方法,分别是酸碱指示剂测定、pH试纸测定、pH计测定。目前中学较为常用的是前两种,即用酸碱指示剂进行定性和半定量测定及用pH试纸对溶液的pH进行粗略的定量测定。 【例2】 有一学生在实验室测某溶液的pH值,实验时,他先用蒸馏水润湿pH试纸,然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测: (1)该学生的操作是________(填“正确的”或“错误的”),其理由是________________________。

(2)如不正确请分析是否一定有误差?________。 (3)若用此方法分别测定c(H+)相等的盐酸和醋酸溶液的pH,误差较大的是________,原因是________________________________________________。 (4)只从下列试剂中选择实验所需的试剂,你能否区分0.1 mol·L-1的H2SO4和0.01 mol·L-1的H2SO4?简述操作过程。 试剂:①紫色石蕊试液 ②酚酞试液 ③甲基橙溶液 ④蒸馏水 ⑤BaCl2溶液 ⑥pH试纸

解析:本题主要考查pH试纸的使用、浓度对电离平衡的影响及相关知识的综合应用能力。(1)用pH试纸测量溶液pH时,试纸不能润湿,否则相当于将原溶液稀释。(2)若溶液呈现酸性或碱性,稀释必然会造成误差,若溶液呈中性,则不会造成误差。(3)醋酸是弱电解质,加水稀释时,能促进CH3COOH的电离,故对c(H+)相同的盐酸和醋酸来说,加水稀释相同的倍数,醋酸的pH变化较小,误差较小。(4)分别测量两H2SO4溶液的pH,其中pH大的是0.01 mol·L-1的H2SO4。

答案:(1)错误的 该学生测得的是稀释后溶液的pH (2)该学生操作错误,但不一定有误差。因为若溶液不显中性,则H+或OH-被稀释,测得的不是原溶液对应的pH,会产生误差。若溶液显中性,则不论稀释与否,在一定的条件下,溶液中c(H+)、c(OH-)始终为一定值,此时则不产生误差 (3)盐酸 在稀释过程中,醋酸继续电离产生H+,使得该溶液中c(H+)变化较盐酸中c(H+)变化小,测量盐酸pH变化较大,误差较大 (4)能,用玻璃棒分别蘸取两种溶液滴在两张pH试纸上,用标准比色卡比较其pH,pH较大的为0.01 mol·L-1的H2SO4

【例3】 下表是不同温度下水的离子积数据: 温度/℃ 25 t1 t2 水的离子积常数 1×10-14 α 1×10-12 试回答以下问题: (1)若25<t1<t2,则α________(填“<”、“>”或“=”)1×10-14,作出此判断的理由是________________________________________________。 (2)25 ℃下,某Na2SO4溶液中c( )=5×10-4 mol·L-1,取该溶液1 mL,加水稀释至10 mL,则稀释后溶液中c(Na+) :c(OH-)=__________。

(3)t2 ℃下,将pH=11的苛性钠溶液V1 L与pH=1的稀硫酸V2 L混合(设混合后溶液的体积为原两溶液体积之和),所得混合溶液的pH=2,则V1 : V2=__________。此溶液中各种离子的浓度由大到小的排列顺序是________________。 解析:(3)据 =10-2, = 。设NaOH、H2SO4的体积分别为9 L、11 L,则混合溶液中n(Na+)=0.1 mol·L-1×9 L=0.9 mol,n( )=×11 L=0.55 mol,n(H+)=0.01 mol·L-1×20 L=0.2 mol,故离子浓度由大到小排列顺序为:c(Na+)>c( )>c(H+)>c(OH-)。 答案:(1)> 温度升高,水的电离程度增大,离子积增大 (2)1 000 (3)9:11 c(Na+)>c(SO)>c(H+)>c(OH-)

规律方法 溶液pH计算中的换算关系[室温下,Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14,则pKw=14]

2.(2012·广州六校联考)已知水在25 ℃和95 ℃时,其电离平衡曲线如图所示: (1)则25 ℃时水的电离平衡曲线应为________(填“A”或“B”)。 (2)25 ℃时,将pH=9的NaOH溶液与pH=4的H2SO4溶液混合,若所得混合溶液的pH=7,则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为________。

(3)95 ℃时,若100体积pH1=a的某强酸溶液与1体积pH2=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性,则混合前,该强酸的pH1与强碱的pH2之间应满足的关系是____________。 (4)曲线B对应温度下,pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合后,混合溶液的pH=5。请分析其原因______________________________________________。 解析:(1)当温度升高时,促进水的电离,水的离子积增大,水中H+浓度、OH-浓度都增大,水的pH减小,但溶液仍然呈中性。因此结合图象中A、B曲线变化情况及H+浓度、OH-浓度可以判断,25 ℃时水的电离平衡曲线应为A。

(2)25 ℃时所得混合溶液的pH=7,溶液呈中性即酸碱恰好中和,即n(OH-)=n(H+)。则V(NaOH)·10-5 mol/L=V(H2SO4)·10-4 mol/L,得V(NaOH):V(H2SO4)=10:1。(3)95 ℃时,水的离子积为10-12,即:等体积的强酸、强碱反应至中性时pH(酸)+pH(碱)=12。根据95 ℃时混合后溶液呈中性,pH2=b的某强碱溶液中c(OH-)=10b-12mol/L,有100×10-a=1×10b-12,即10-a+2=10b-12,所以有以下关系:a+b=14或pH1+pH2=14。(4)在曲线B对应温度下,pH(酸)+pH(碱)=12,如是强酸、强碱,两溶液等体积混合后溶液呈中性,即pH=6;现混合溶液的pH=5,即等体积混合后溶液显酸性,说明酸过量,所以酸HA是弱酸。

答案:(1)A (2)10:1 (3)a+b=14(或pH1+pH2=14) (4)曲线B对应95 ℃,此时水的离子积为10-12,HA为弱酸,HA中和NaOH后,混合溶液中还剩余较多的HA分子,可继续电离出H+,使溶液pH=5

实验·操作—提高素养 实验课题:酸碱中和滴定 1.实验目的。 用0.10 mol/L的标准氢氧化钠溶液测定稀盐酸的浓度。 2.实验原理。 (1)酚酞在盐酸中无色,在NaOH溶液中显红色。 (2)由NaOH+HCl===NaCl+H2O可知,酚酞变红时,恰好完全反应,c(HCl)= 。

3.探究活动。 (1)滴定准备。 ①检查仪器:滴定管使用前,应首先检查是否漏水。 ②润洗仪器:滴定管在加入酸、碱溶液之前,分别要用待盛溶液润洗2~3次。 ③装液:分别将酸、碱溶液加入酸式滴定管、碱式滴定管中,使液面位于滴定管刻度“0”以上2~3 mL处,并将滴定管垂直固定在滴定管夹上。

④调节起始读数:在滴定管下放一烧杯,调节活塞(或玻璃球),使滴定管尖嘴部分充满反应液(如滴定管内部有气泡,应快速放液赶出气泡,以免引起实验误差),并使液面处于某一刻度,准确读数并记录。 (2)滴定。 从酸式滴定管中向锥形瓶内释放一定体积的盐酸溶液,把锥形瓶放在盛有标准NaOH溶液的碱式滴定管尖嘴的下边(为减少视觉误差,锥形瓶下可放一张白纸),记录起始标准碱液的体积。左手控制碱式滴定管的玻璃球,开始让碱液滴下,右手不断旋转振荡锥形瓶,眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化,当滴入最后一滴碱液时,锥形瓶中溶液颜色由无色变为浅红色且半分钟内不褪去,说明已达滴定终点,记录终点时标准溶液的体积。

重复上述滴定操作2~3次,所得数据如下表: 实验 编号 NaOH溶液的 浓度/mol·L-1 滴定完成时, NaOH溶液滴入 的体积/mL 待测盐酸 1 0.10 22.62 20.00 2 22.72 3 22.80 4.操作提示。 (1)锥形瓶不能用待测液润洗。 (2)滴速要先快后慢,但不能成流,应一滴一滴地滴加,当接近终点时,应一滴一摇。

(3)滴定过程中,锥形瓶口不能碰滴定管下端尖嘴,且眼睛注视锥形瓶中溶液颜色的变化。 (4)当最后一滴滴入使指示剂恰好变色且半分钟内不褪色,表示达到滴定终点。 (5)一旦滴过了,可返滴,须再记录待测液的体积。 5.实验小结。 待测盐酸的浓度为:0.11 mol/L。

6.中和滴定的误差分析。 (1)原理。 依据原理c(标准)·V(标准)=c(待测)·V(待测),所以c(待测)= ,因c(标准)与V(待测)已确定,因此只要分析出不正确操作引起V(标准)的变化,即分析出结果。 (2)常见误差。 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例,常见的因操作不正确而引起的误差有:

步骤 操作 V(标准) c(待测) 洗涤 酸式滴定管未用标准溶液润洗 变大 偏高 碱式滴定管未用待测溶液润洗 变小 偏低 锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水 不变 无影响 取液 放出碱液的滴定管开始有气泡,放出液体后气泡消失

步骤 操作 V(标准) c(待测) 滴定 酸式滴定管滴定前有气泡,滴定终点时气泡消失 变大 偏高 振荡锥形瓶时部分液体溅出 变小 偏低 部分酸液滴出锥形瓶外 溶液颜色较浅时滴入酸液过快,停止滴定后反加一滴NaOH溶液无变化 读数 滴定前读数正确,滴定后俯视读数(或前仰后俯) 滴定前读数正确,滴定后仰视读数(或前俯后仰)

♨特别提醒 (1)利用误差来源及分析结果,可以解决酸碱中和滴定或氧化还原滴定的误差分析问题,要注意间接变量是如何影响直接变量(滴定过程中从滴定管中流出液体体积)的。 (2)恰好中和=滴定终点=酸碱恰好完全反应≠溶液呈中性。

【例4】 某学生欲用已知物质的量浓度的盐酸来测定未知物质的量浓度的NaOH溶液,选择甲基橙作指示剂。请填写下列空白:

A.酸式滴定管未用标准盐酸润洗就直接注入标准盐酸 B.滴定前盛放NaOH溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 C.酸式滴定管在滴定前有气泡,滴定后气泡消失 D.读取盐酸体积时,开始仰视读数,滴定结束时俯视读数 (3)若滴定开始和结束时,酸式滴定管中的液面如下图所示,则起始读数为________mL,终点读数为________mL,所用盐酸溶液的体积为________mL。

解析:(1)滴定实验中规范操作为“左控塞,右摇瓶,眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化”。 (2)误差分析应根据c(NaOH)= 分析。酸式滴定管未用标准盐酸润洗,内壁附着水,可将加入的盐酸冲稀,消耗相同量的碱,所需盐酸的体积偏大,结果偏高;用碱式滴定管取出的待测NaOH的物质的量一旦确定,倒入锥形瓶后,加水不影响OH-的物质的量,也就不影响滴定结果;若排出气泡,液面下降,故读取的V酸偏大,结果偏高。

正确读数和错误读数(实线部分)如下图所示。 (3)读数时,以凹液面的最低点为基准。 答案:(1)锥形瓶内溶液颜色的变化 半分钟内不褪色 (2)D (3)0.00 25.90 25.90

规律方法 中和滴定的误差分析,都要依据公式c待= 来判断。其中V待为准确量取的待测液体积,c标为准确配制的标准液浓度,这二者在误差分析时看为定值;因各种原因使得所耗标准液体积V标变大或变小,V标变大,则c待偏高,V标变小,则c待偏低。

3.现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量(g/100 mL)。 Ⅰ.实验步骤。 (1)量取10.00 mL食用白醋,在烧杯中用水稀释后转移到100 mL________(填仪器名称)中定容,摇匀即得待测白醋溶液。 (2)用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00 mL于锥形瓶中,向其中滴加2滴__________作指示剂。 (3)读取盛装0.100 0 mol·L-1NaOH溶液的碱式滴定管的初始读数。如果液面位置如右图所示,则此时的读数为________mL。

(4)滴定,当________________________________时,停止滴定,并记录NaOH溶液的终读数。重复滴定3次,数据如下: 滴定次数 实验数据/mL     1 2 3 4 V(样品) 20.00 V(NaOH)(消耗) 15.95 15.00 15.05 14.95 Ⅱ.实验记录。 (1)某同学在处理数据时计算得: 平均消耗的NaOH溶液的体积V=(15.95+15.00+15.05+14.95)/4 mL=15.24 mL。

指出他的计算的不合理之处:_______________________________________________;按正确数据处理,可得市售白醋总酸量=________g/100 mL(结果保留四位有效数字)。 (2)在本实验的滴定过程中,下列操作会使实验结果偏大的是________(填写序号)。 a.碱式滴定管在滴定时未用标准NaOH溶液润洗 b.碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡,滴定后气泡消失 c.锥形瓶中加入待测白醋溶液后,再加少量水 d.锥形瓶在滴定时剧烈摇动,有少量液体溅出

解析:Ⅰ.(1)定容容器为容量瓶。 (2)滴定终点时生成醋酸钠,水解显碱性,因此选用的指示剂应为酚酞试液,其变色范围为8~10,在滴定终点时可观察到由无色变红色的明显变化。 (3)从图示中读出为0.70 mL,注意要读到小数点后两位数字。 (4)滴定终点时溶液由无色恰好变为红色,并在半分钟内不褪色。

Ⅱ. (1)第一组数据与后三组数据相差较大,属异常值,应舍去,根据后三组数据求得平均消耗NaOH溶液的体积V= mL=15 Ⅱ.(1)第一组数据与后三组数据相差较大,属异常值,应舍去,根据后三组数据求得平均消耗NaOH溶液的体积V= mL=15.00 mL,则白醋溶液的浓度为0.100 0 mol·L-1× =0.075 mol·L-1,原10.00 mL食用白醋所含白醋的量为0.075 mol·L-1×100 mL=0.007 5 mol,质量为0.45 g,则100 mL食用白醋所含的酸量为4.500 g。

(2)a项造成NaOH标准液浓度偏小,则消耗标准液偏多;b项读数偏大;c项无影响;d项消耗的标准液偏少。 答案:Ⅰ.(1)容量瓶 (2)酚酞试液 (3)0.70  (4)溶液由无色恰好变为红色,并在半分钟内不褪色 Ⅱ.(1)第一组数据与后三组数据相差较大,属异常值,应舍去 4.500 (2)ab

巩固·演练—基础达标 1.(双选)对于常温下pH为1的HNO3溶液,下列叙述正确的是( ) A.该溶液由1 mL稀释至100 mL后,pH等于3 B.向该溶液中加入等体积pH为13的氢氧化钡溶液恰好完全中和 C.该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)的比值为10-12 D.该溶液中水电离出的c(H+)是pH为3的硝酸中水电离出的c(H+)的100倍

答案:AB

2.室温下,水的电离达到平衡:H2OH++OH-。下列叙述正确的是(  ) A.将水加热,平衡正向移动,KW变小 B.向水中加入少量NaOH固体,平衡逆向移动,c(OH-)增大 C.新制氯水久置后,水的电离平衡正向移动,c(OH-)增大 D.向水中加入少量CH3COONa固体,平衡正向移动,KW增大

解析:A项,加热后KW变大,不正确;C项,新制氯水久置后,水的电离平衡向左移动,c(OH-)减小,不正确;D项,KW不变,不正确。 答案:B

3.下列液体均处于25 ℃,有关叙述正确的是(  ) A.某物质的溶液pH<7,则该物质一定是酸或强酸弱碱盐 B.pH=10的氨水中c(H+)是pH=12的氢氧化钠溶液中c(H+)的100倍 C.加酸或加碱可使水的离子积减小 D.中和相同浓度的强酸与弱酸,弱酸所消耗的碱多

解析:A项,该物质也可能是NaHSO4这种盐,不正确;B项正确;C项,加酸或加碱,相同温度下水的离子积不变,不正确;D项,中和相同浓度的强酸与弱酸,若两者均为一元酸,则两者消耗的碱一样多,不正确。

4.常温下,已知0.1 mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液,其pH值分别为8、9、10,则HX、HY、HZ的酸性强弱排列正确的是(  ) A.HX>HY>HZ B.HY>HX>HZ C.HZ>HY>HX D.HZ>HX>HY

解析:酸越弱,阴离子的水解程度越大,溶液的pH越大,根据pH的大小可推知Z-水解程度最大,HZ的酸性最弱,而HX的酸性最强,则三种酸的酸性由强到弱的顺序为HX>HY>HZ。 答案:A

5.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: 实验 编号 HA物质的量 浓度/mol·L-1 NaOH物质的量 混合溶液的pH ① 0.2 =a ② c =7 ③ 0.1 <7 ④ =9 请回答: (1)从①组实验分析,HA是_______(“强酸”或“弱酸”)。

(2)②组实验表明,c________(选填“大于”、“小于”或“等于”)0 (2)②组实验表明,c________(选填“大于”、“小于”或“等于”)0.2。混合液中离子浓度c(A-)与c(Na+)的大小关系是________________________。 (3)从③组实验结果分析,说明HA的电离程度________________NaA的水解程度(选填“大于”、“小于”或“等于”),该混合溶液中离子浓度由大到小的顺序是________________。 (4)①组实验所得混合溶液中由水电离出的c(OH-)=__________mol·L-1。写出该混合溶液中下列算式的精确结果(不能作近似计算):c(Na+)-c(A-)=________mol·L-1;c(OH-)-c(HA)=________mol·L-1。

解析:(1)一元酸HA和NaOH溶液等体积等浓度混合后所得溶液的pH=9>7,所以HA为弱酸。(2)由(1)问可知,②中的c(HA)>0.2 mol·L-1,由于溶液的pH=7,即c(H+)=c(OH-),由电荷守恒可知c(A-)=c(Na+)。(3)在等浓度的NaA和HA的混合溶液中,pH<7,说明HA的电离程度大于A-的水解程度。由电荷守恒可知溶液中离子浓度的大小关系。 (4)①组由水电离出的c(OH-)= mol·L-1=10-5 mol·L-1,由电荷守恒知c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A-),所以c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(10-5-10-9) mol·L-1;由物料守恒得:c(Na+)=c(A-)+c(HA),两个守恒式结合可得c(OH-)-c(HA)=c(H+)=10-9 mol·L-1。

答案:(1)弱酸  (2)大于 c(A-)=c(Na+)  (3)大于 c(A-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)  (4)10-5 10-5-10-9 10-9