Question

14．HA位不同的一元酸，用HA溶液和NaOH溶液做以下實驗．
（1）當c（HA）=c（NaOH）=0.1mol/L，兩溶液等體積混合，測得混合后溶液的pH＞7．則HA為弱酸（填“強酸”或“弱酸”），表示溶液pH＞7的原因的離子方程式是A^-+H₂O?HA+OH^-．
（2）當HA為強酸，c（NaOH）=0.1mol/L，兩溶液等體積混合，測得溶液的pH=12，則混合前c（HA）=0.08mol/L．
（3）當c（HA）=0.04mol/L，c（NaOH）=0.02mol/L，兩溶液等體積混合，測得溶液的pH＞7，則下列有關混合溶液的說法中正確的是ABC．
A．HA抑制NaA的水解，NaA抑制HA的電離   B．c（Na⁺）＞c（A^-）  
C．c（HA）+c（A^-）=0.02mol/L           D．c（A^-）＞c（HA）
（4）當HA為HCl，用標準NaOH溶液滴定時，下列情況能引起所測c（HCl）偏大的是B．
A．用蒸餾水洗滌錐形瓶后，未干燥即加入待測液進行滴定
B．堿式滴定管用水洗滌后，直接盛放標準NaOH溶液滴定
C．滴定前仰視讀數，滴定后俯視讀數．

Answer 1

分析 （1）強酸弱堿鹽水解顯堿性；
（2）兩溶液等體積混合，測得溶液的pH=12，則混合后溶液中的氫氧根離子濃度為c（OH^-）=$\frac{c（NaOH）×V-c（HA）×V}{V+V}$=10^-2mol/L，據此計算；
（3）c（HA）=0.04mol/L，c（NaOH）=0.02mol/L，兩溶液等體積混合，溶液中的溶質為等物質的量的NaA和HA，測得溶液的pH＞7，說明鹽的水解程度大于大于酸的電離程度，結合電荷守恒和物料守恒分析；
（4）根據c（HCl）=$\frac{c（NaOH）×V（NaOH）}{V（HCl）}$分析．

解答 解：（1）當c（HA）=c（NaOH）=0.1mol/L，兩溶液等體積混合，二者恰好反應生成鹽，測得混合后溶液的pH＞7，說明該鹽為強酸弱堿鹽，水解顯堿性，即HA為弱酸，其鹽的水解離子方程式為：A^-+H₂O?HA+OH^-；
故答案為：弱酸；A^-+H₂O?HA+OH^-；
（2）當HA為強酸，c（NaOH）=0.1mol/L，兩溶液等體積混合，測得溶液的pH=12，則混合后溶液中，c（OH^-）=10^-2mol/L，即c（OH^-）=$\frac{c（NaOH）×V-c（HA）×V}{V+V}$=10^-2mol/L，解得c（HA）=0.08mol/L；
故答案為：0.08；
（3）c（HA）=0.04mol/L，c（NaOH）=0.02mol/L，兩溶液等體積混合，溶液中的溶質為等物質的量的NaA和HA，測得溶液的pH＞7，說明鹽的水解程度大于大于酸的電離程度；
A．HA抑制NaA的水解，NaA抑制HA的電離，二者相互抑制，故A正確；
B．溶液中的電荷守恒為c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），已知 pH＞7，即c（H⁺）＜c（OH^-），所以c（Na⁺）＞c（A^-），故B正確；
C．兩溶液等體積混合，HA和NaA的總濃度變?yōu)樵瓉淼囊话�，即c（HA）+c（A^-）=0.02mol/L，故C正確；
 D．鹽的水解程度大于大于酸的電離程度，則c（A^-）＜c（HA），故D錯誤；
故答案為：ABC；
（4）當HA為HCl，用標準NaOH溶液滴定時，c（HCl）=$\frac{c（NaOH）×V（NaOH）}{V（HCl）}$，
A．用蒸餾水洗滌錐形瓶后，未干燥即加入待測液進行滴定，待測溶液的物質的量不變，消耗的氫氧化鈉不變，所以測得結果不變，故A不選；
B．堿式滴定管用水洗滌后，直接盛放標準NaOH溶液滴定，導致氫氧化鈉的濃度偏小，滴定時消耗的氫氧化鈉的體積偏大，則測定結果偏大，故B正確；
C．滴定前仰視讀數，滴定后俯視讀數，讀出的氫氧化鈉的體積偏小，由計算公式可知，計算得到的鹽酸的濃度偏小，故C錯誤．
故答案為：B．

點評 本題考查了鹽的水解、弱電解質的電離、溶液中守恒關系的應用、酸堿中和滴定的誤差分析等，題目綜合性較強，難度中等，注重對�？伎键c的綜合應用的考查．