热门试卷

(1)a=7时,HA是强酸;a>7时,HA是弱酸

(2)C

(3)c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)

(4)(10-4-10-10)

(1)一元酸HA与NaOH等物质的量反应,酸性强弱取决于完全中和后盐溶液的pH,a=7时为强酸,a>7时为弱酸;(2)据电荷守恒,有c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),因c(H+)=c(OH-),所以c(Na+)=c(A-);(3)丙为等浓度的HA与NaA的混合溶液,由pH>7知A-水解程度大于HA的电离,离子浓度大小关系为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+);(4)据电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-),推导c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=10-4 mol/L-10-10 mol/L。

试题分析：（1）由于SO42－+H2OHSO4－+OH－，故K2SO4溶液呈弱碱性；（2）NaHSO4溶液与NaHCO3溶液反应的离子方程式为HSO4－+HCO3－=H2O+CO2↑+SO42－；（3）NaHSO4溶液中存在硫酸氢根离子的电离平衡：HSO4-⇌H++SO42-，其Ka=[H+]•[SO42−]/[HSO4−]=0.029 mol·L-1•0.029 mol·L-1/(0.1-0.029) mol·L-1="0.012" mol·L-1;25℃时，0.10mol•L-1的NaHSO4溶液中c( SO42-)=0.029mol•L-1，则0.10mol•L-1的H2SO4溶液中氢离子浓度比硫酸氢钠溶液中大，对硫酸氢根离子电离平衡起到抑制作用，c（ SO42-）＜0.029mol•L-1。

(1) a  d（2分）； a（2分）  (2) 5.3×10－4（2分）； 5（2分）

（3）HF(aq)+NaOH(aq)=" NaF(aq)+" H2O(l)；△H＝（b－a）kJ•mol－1（2分）；0.004（a－0.95b）（2分）            (4) b d（2分）

（1）电离是吸热的，所以a既能增大电离度，也能增大电离平衡常数。b是增大氢离子浓度，抑制电离，电离度减小，但电离平衡常数不变。C是增大氟离子浓度，抑制电离，电离度减小，但电离平衡常数不变。稀释促进电离，电离度增大，但电离平衡常数不变。所以答案分别选da和a。

（2）0.2mol•L-1的氢氟酸溶液中氢离子浓度是0.01mol/L，所以电离度是，电离平衡常数为

（3）考查盖斯定律的应用。两式相加即得到HF(aq)+NaOH(aq)=" NaF(aq)+" H2O(l)，所以反应热△H＝（b－a）kJ•mol－1。反应达到B点时，二者恰好反应，生成0.004mol水和0.004molNaF。由于再反应中之前，HF已经有5％的发生了电离，所以实际放出的热量是0.004（a－0.95b）kJ。

（4）a不正确，因为溶液的体积已经不是20ml了。B正确，符合质子守恒。B点由于氟化钠水解显碱性，c不正确。D正确。符合电离平衡常数的表达式。答案选bd。

(1)强  弱   (2)MOH=HA＞HB

(3)等于   (4)弱  等于

(1)pH相同的两种酸稀释相同的倍数,弱酸的pH变化小,由图可知pH=2的酸溶液稀释1 000倍,HA的pH=5,则HA是强酸,而HB溶液稀释后pH＜5,则HB是弱酸。

(2)若c=9,则MOH是强碱,则溶液中由水电离出的c(H+)=10-9 mol/L,而HA溶液pH=5,c(H+)=10-5 mol/L,则c(OH-)=c(H+)水电离= mol/L=10-9 mol/L,因HB溶液pH＜5,则c(H+)＞10-5 mol·L-1,溶液中水电离出的=c(OH-)＜10-9 mol/L,则由水电离的c(H+)大小顺序为MOH=HA＞HB。

(3)若c=9,相当于强酸HA溶液和强碱MOH溶液等体积等浓度混合,两者恰好完全反应,则pH=7,即c(H+)=c(OH-),再根据电荷守恒可知,c(H+)+c(M+)=c(OH-)+c(A-)可得出c(A-)=c(M+)。

(4)若b+c=14,而b＜5,则c＞9,可判断MOH为弱碱,又因稀释前HB溶液中c(H+)=10-2 mol·L-1,稀释后HB溶液中c(H+)=10-b mol·L-1,而稀释前MOH溶液中c(OH-)=10-2 mol·L-1,稀释后MOH溶液中c(OH-)=10-14+c mol·L-1=10-b mol·L-1,故两者稀释前后,c(H+)与c(OH-)分别对应相等,据此可知:HB与MOH的强弱相当,故两溶液混合相当于等体积等浓度等电离程度的HB与MOH混合,两者恰好完全反应生成MB,且M+与B-的水解程度相同,故所得混合溶液pH=7。