Question

在常溫條件下，將0.05mol?L^-1的鹽酸與未知濃度的NaOH溶液以1：2的體積比混合，所得溶液的pH為2．用上述 NaOH溶液與某一元弱酸HA 20.0mL反應，恰好中和時消耗NaOH溶液10.0mL，所得溶液pH為10．求：
（1）C（NaOH）．
（2）C（HA）．
（3）鹽類水解程度的大小可用“水解度（h）”來表示．對于NaA型鹽的水解度（h）表示為：h=（已水解的物質的量÷原來總物質的量）×100%．求上述所得NaA溶液的水解度．

Answer 1

分析：（1）溶液的pH為2，則鹽酸過量，利用

V×0.05mol/L-2Vc

3V

=0.01mol/L計算；
（2）恰好中和時，c（HA）×0.02L=c（NaOH）×0.01L；
（3）所得溶液pH為10，則水解生成c（OH^-）=0.0001mol/L，結合h=（已水解的物質的量÷原來總物質的量）×100%計算NaA溶液的水解度．

解答：解：（1）溶液的pH為2，則鹽酸過量，由

V×0.05mol/L-2Vc

3V

=0.01mol/L，解得c（NaOH）=0.01 mol?L^-1，
答：c（NaOH）為0.01mol/L；
（2）恰好中和時，c（HA）×0.02L=c（NaOH）×0.01L，則c（HA）=

0.01mol/L×0.01L

0.02L

=0.005 mol?L^-1，
答：c（HA）為0.005 mol?L^-1；
（3）所得溶液pH為10，則水解生成c（OH^-）=0.0001mol/L，n（NaA）=0.0001mol，n（OH^-）=0.0001mol/L×0.03L，h=

0.0001×0.03

0.0001

×100%=3%，
答：水解度為3%．

點評：本題考查酸堿混合的計算，明確混合后溶液的pH判斷過量是解答的關鍵，注意結合信息中的水解度來解答，題目難度不大．