Question

（2014?濱州一模）（l）常溫下，如果取0.1mol?L^-1HA溶液與0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合，測得混合液的pH=8．混合液中由水電離出的OH^-濃度與0.1mol?L^-1NaOH溶液中由水電離出的OH^-濃度之比為

10^7：1

．
（2）相同溫度下，將足量硫酸鋇固體分別放入相同體積的①0.1mol?L^-1硫酸鋁溶液  ②0.1mol?L^-1氯化鋇溶液  ③蒸餾水  ④0.1mol?L^-1硫酸溶液中，Ba²⁺濃度由大到小的順序是

②③④①

．（用序號填寫）
（3）常溫下，將a mol?L^-1的氨水與0.1mol?L^-1的鹽酸等體積混合，當(dāng)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）時，用含a的代數(shù)式表示NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-8

a-0.1

mol?L^-1．

Answer 1

分析：（1）常溫下，等物質(zhì)的量的一元酸HA和NaOH恰好反應(yīng)，其混合溶液呈堿性，則說明HA是弱酸，含有弱根離子的鹽促進(jìn)水電離，根據(jù)鹽溶液的pH計算水電離出的c（OH^-），根據(jù)c（NaOH）及水的離子積常數(shù)計算水中氫離子濃度，溶液中氫離子濃度等于水電離出的c（OH^-），從而得出結(jié)論；
（2）含有相同離子的溶液能抑制硫酸鋇的溶解；  
（3）根據(jù)電荷守恒及反應(yīng)平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）分析溶液的酸堿性，利用離子濃度來計算電離常數(shù)．

解答：解：（1）常溫下，等物質(zhì)的量的一元酸HA和NaOH恰好反應(yīng)，其混合溶液呈堿性，則說明HA是弱酸，該鹽溶液中氫氧根離子全部來自于水，鹽溶液中c（OH^-）=

10-14

10-8

mol/L=10^-6 mol/L，0.1mol?L^-1NaOH溶液中c（H⁺）等于由水電離出的氫氧根離子濃度，即c（H⁺）=c（OH^-）（水電離出的）=

10-14

0.1

mol/L=10^-13 mol/L，所以混合液中由水電離出的OH^-濃度與0.1mol?L^-1NaOH溶液中由水電離出的OH^-濃度之比=10^-6 mol/L：10^-13 mol/L=10^7：1，故答案為：10^7：1；
（2）根據(jù)難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)知，溶液中硫酸根離子濃度越大，硫酸鋇的溶解度越小，鋇離子濃度越低，氫氧化鋇能抑制硫酸鋇的電離，但氫氧化鋇溶液中含有鋇離子，所以鋇離子濃度最大，水中的鋇離子濃度次之，硫酸鋁溶液和硫酸溶液中都含有硫酸根離子，抑制硫酸鋇的電離，硫酸鋁中的硫酸根濃度大于硫酸中的濃度，所以硫酸鋁溶液中鋇離子的濃度小于硫酸溶液中鋇離子濃度，所以鋇離子濃度大小順序是②③④①，故答案為：②③④①；
（3）根據(jù)溶液的電中性原則，c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則c（H⁺）=c（OH^-），則溶液顯中性，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×0.1mol?L^-1=0.05mol?L^-1，；[H⁺]=[OH^-]=1×10^-7 mol?L^-1（因?yàn)槭?5℃下且為中性），故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.05mol?L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-7×0.05

0.5a-0.05

mol/L=

10-8

a-0.1

mol/L，
故答案為：

10-8

a-0.1

．

點(diǎn)評：本題涉及難溶物的溶解平衡、弱電解質(zhì)的電離等知識點(diǎn)，難度中等，注意酸或堿中由水電離出的氫離子或氫氧根離子濃度的計算方法，為易錯點(diǎn)．