Question

（1）常溫下，已知0.1mol?L^-1一元酸HA溶液中c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8．
①常溫下，0.1mol?L^-1 HA溶液的pH=

3

；寫出該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式：

HA+OH^-═A^-+H₂O

；
②pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中4種離子物質的量濃度大小關系是：

c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）

．
（2）常溫下，向pH=a的氨水中加入等體積鹽酸時，溶液呈中性，則此鹽酸的pH

＜

14-a（＞、＜、=）
（3）向物質的量濃度均為0.01mol?L^-1的MnCl₂和BaCl₂混合溶液中，滴加Na₂CO₃溶液，先沉淀的離子是

Mn²⁺

，當兩種難溶電解質共存時，溶液中c（Ba²⁺）/c（Mn²⁺）

450

．（此溫度下，Ksp（BaCO₃）=8.1×10^-9、Ksp（MnCO₃）=1.8×10^-11）
（4）設Ka、Kh、Kw分別表示CH₃COOH的電離平衡常數、CH₃COO^-的水解平衡常數和水的離子積常數，則三者之間的關系為：

Ka?Kh=Kw

．

Answer 1

分析：（1）①根據c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8結合水的離子積常數計算氫氧根離子濃度，再根據水的離子積常數計算溶液中氫離子濃度，從而得出溶液的pH；根據離子方程式書寫規則書寫離子方程式．
②根據酸和堿的物質的量的相對大小確定溶液中的溶質，從而確定溶液的酸堿性，結合電荷守恒確定溶液中各種離子濃度的相對大小．
（2）利用假設法判斷鹽酸的pH值，實際上鹽酸的pH值小于假設值．
（3）難溶物的溶度積常數越小的，該金屬離子先沉淀；當兩種難溶電解質共存時，碳酸錳恰好飽和，溶液中錳離子濃度和碳酸根離子濃度相等，根據碳酸錳的溶度積常數計算錳離子、碳酸根離子濃度，再根據碳酸鋇溶度積常數、碳酸根離子濃度計算鋇離子濃度，從而得出鋇離子和錳離子濃度之比．
（4）寫出醋酸電離平衡常數、醋酸根離子水解平衡常數，水的離子積常數進行比較，從而得出結論．

解答：解：（1）①c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8，c（OH^-）×c（H⁺）=1×10^-14，所以c（OH^-）=10^-11mol?L^-1，則c（H⁺）=10^-3mol?L^-1，所以溶液的pH=3；氫離子濃度小于酸的濃度，所以該酸是弱酸，該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式為：HA+OH^-═A^-+H₂O．
故答案為：3；HA+OH^-═A^-+H₂O．                       
②pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=10^-3mol?L^-1，HA是弱酸，酸的濃度遠遠大于氫離子濃度，所以pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的溶質是酸和鹽，溶液呈酸性，所以溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，酸根離子濃度大于鈉離子濃度，溶液中4種離子物質的量濃度大小關系是c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．                                        
（2）假設氨水是強電解質時，pH=a的氨水中氫氧根離子濃度=10^a-14mol/L，向pH=a的氨水中加入等體積鹽酸時，溶液呈中性，則氫氧根離子濃度等于氫離子濃度，所以鹽酸的pH=14-a；實際上氨水是弱堿，等體積的酸和堿混合后溶液呈中性，說明酸的濃度大于堿的濃度，則鹽酸的pH＜14-a，故選＜．
（3）碳酸鋇的溶度積常數大于碳酸錳的溶度積常數，所以錳離子先沉淀；當兩種難溶電解質共存時，則
c（CO₃^2-）=c（Mn²⁺）=

1.8×10-11

，溶液中c（Ba²⁺）=

8.1×10-9

1.8×10-11

，c（Ba²⁺）：c（Mn²⁺）=

8.1×10-9

1.8×10-11

：

1.8×10-11

=450．
故答案為：Mn²⁺；450．                                               
（4）Ka=

C(CH3COO-)C(H+)

C(CH3COOH)

，Kh=

C(CH3COOH)C(OH-)

C(CH3COO-)

，Kw=C（H⁺）．C（OH^-），所以Ka?Kh=Kw．
故答案為：Ka?Kh=Kw．

點評：本題考查了離子濃度大小的比較、溶度積的有關計算等知識點，難度較大，注意利用假設法進行對（2）題進行計算較簡便，為易錯題．