Question

【題目】研究電解質(zhì)在水溶液中的平衡能了解它的存在形式。

(1)常溫下，向100mL0.01molL-1HA的溶液中逐滴加入0.02molL-1MOH溶液，所得溶液的pH隨MOH溶液的體積變化如圖所示（溶液體積變化忽略不計）。

①常溫下，0.01molL-1HA溶液中由水電離出的c（H+）=______molL-1。

②常溫下一定濃度的MA稀溶液的pH=a，則a__7（填“＞”、“＜”或“=”），用離子方程式表示其原因為_______________________________________；

③X點時，溶液中c（H+）、c（M+）、c（A—）由大到小的順序是___________________；

④K點時，溶液中c（H+）+c（M+）—c（OH—）=____molL-1。

⑵20℃時，在c（H2C2O4）+c（HC2O4—）+c（C2O42—）=0.100molL—1的H2C2O4、NaOH混合溶液中，H2C2O4、HC2O4-、C2O42-的物質(zhì)的量分數(shù)δ隨溶液pH變化的關(guān)系如圖所示。

①Q(mào)點：c（H2C2O4）______c（HC2O4—）（填“＞”、“＜”或“=”）

②該溫度下HC2O4-的電離常數(shù)K=___________________。

Answer 1

【答案】1×10—12 ＜ M++H2OH++MOH c（A—）＞c（H+）＞c（M+） 0.005 ＜ 1×10—4.2

【解析】

(1)①在滴加堿液前0.01molL-1HA的溶液pH=2，說明HA是強酸，強酸中的OH-完全由水電離提供；

②從圖中看出，加入MOH溶液51mL溶液才呈中性，說明MOH是弱堿。如果MOH是強堿，中和至中性時需要MOH的體積應(yīng)剛好為50mL。所以MA是強酸弱堿鹽，其水解使溶液顯堿性；

③通過計算和估算得出數(shù)值，直接進行濃度大小的比較；

④K點時，相當(dāng)于MA和MOH以1：1混合。據(jù)電荷守恒進行計算。

⑵①從圖可以Q點是H2C2O4和C2O42-兩微粒的交點，從圖上明顯看出HC2O4-物質(zhì)的量分數(shù)大，折算成濃度也有：c（H2C2O4）<c（HC2O4—）；

②利用電離平衡常數(shù)的定義式直接進行求算。

（1）①在滴加堿液前0.01molL-1HA的溶液pH=2，說明HA是強酸；強酸溶液中的OH-全部由水電離提供，所以常溫下，0.01molL-1HA溶液中由水電離出的c（H+）=1×10-12molL-1；

②從圖中看出，加入MOH溶液51mL溶液才呈中性，說明MOH是弱堿。如果MOH是強堿，中和至中性時需要MOH的體積應(yīng)剛好為50mL。所以MA是強酸弱堿鹽，其水解使溶液顯堿性，所以MA溶液的pH>7，水解的離子方程式為：M++H2OMOH+H+；

③X點時可看作酸被中和掉約一半的點，相當(dāng)于HA和MA以1:1時混合，此時c(A-)=0.008mol/L，M+水解是很微弱的，所以c(M+)≈0.004mol/L，此時c(H+)比0.01mol/L略小一點點，因此該溶液中離子濃度由大到小的順序：c(A-)> c(H+)>c(M+)；

④K點時，相當(dāng)于MA和MOH以1：1混合。據(jù)電荷守恒有：c（H+）+c（M+）=c（OH-）+c(A-)，變形得：c（H+）+c（M+）-c（OH-）=c(A-)==0.005mol/L；

（2）①從圖可以Q點是H2C2O4和C2O42-兩微粒的交點，從圖上明顯看出c（H2C2O4）<c（HC2O4—）；

②取交點P來計算該溫度下HC2O4-的電離平衡常數(shù)。=1×10-4.2。