酸碱性溶液作业1．有1.0L0.10mol·L－1氨水，计算：⑴该氨水的[H＋]是多少？⑵加入5.35gNH4Cl(s)后，[H＋]又是多少？（忽略体积变化）⑶加入NH4Cl(s)前后，氨水的电离度各为多少？（KbΘNH3＝1.8×10－5，原子量：Cl35.5N14）2．某一元弱酸HA在浓度为0.015mol·L－1时离解度为0.80％，计算当该弱酸浓度为0.10mol·L－1时的离解度。3．已知：0.0100mol·L－1NaNO2溶液的[H＋]＝2.1×10－8mol·L－1。计算：⑴NaNO2的电离常数KbΘ；⑵HNO2的电离常数KaΘ。4．0.100mol∙dm－3H3AsO4水溶液的pH是多少？其中H2AsO4－和HAsO42－浓度比是多少？（H3AsO4的KaΘ1＝5.62×10－3，KaΘ2＝1.70×10－7，KaΘ3＝3.95×10－12）5．已知H2CO3的KaΘ1＝4.2×10－7，KaΘ2＝5.6×10－11。⑴某H2CO3－NaHCO3缓冲溶液的pH＝7.67，其中[H2CO3]＝1.4×10－3mol·dm－3，计算[HCO3－]；⑵若在1.0dm3上述缓冲溶液中加入5.0×10－3molHCl后，pH为多少？6．已知H2C2O4的KaΘ1＝5.9×10－2，KaΘ2＝6.4×10－5，试计算0.1mol·dm－3的草酸氢钠NaHC2O4溶液的pH为多少？参考答案：1、⑴∵＝KbΘNH3＝1.8×10－5，∴[OH－]＝＝＝1.3×10－3（mol·L－1）则[H＋]＝＝7.7×10－12（mol·L－1）⑵加入NH4Cl(s)的物质的量＝＝0.10(mol)则[NH4＋]＝0.10（mol·L－1）[OH－]＝1.8×10－5×＝1.8×10－5（mol·L－1）[H＋]＝＝5.6×10－10（mol·L－1）⑶加入NH4Cl(s)前氨水的离解度＝×100％＝1.3％加入NH4Cl(s)后氨水的离解度′＝×100％＝0.018％2、∵＝∴＝当温度不变时，亦不改变。则有＝＝×＝×0.80％＝0.31％3、⑴水解反应式NO2－＋H2O＝HNO2＋OH－∵[H＋]＝2.1×10－8mol·L－1∴[OH－]＝＝4.8×10－7（mol·L－1）电离常数Kb＝＝＝2.3×10－11⑵∵＝∴＝＝4.3×10－44、H3AsO4有三级电离，但第一级是主要的，H＋离子主要来自第一级电离。设第二级和第三级电离的H＋离子可以忽略，则：H3AsO4＝H＋＋H2AsO4－平衡浓度/mol·dm－30.10－代入第一级电离平衡常数表达式：＝5.62×10－3解得＝0.021（mol·dm－3）pH＝1.68∵H2AsO4－＝H＋＋HAsO42－KaΘ2＝1.70×10－7∴＝而[H＋]＝0.021（mol·dm－3）则＝＝＝1.2×105计算表明：第二级的电离比第一级电离要小十万倍左右，所以计算H＋离子浓度时，忽略第二级电离是可以的。5、⑴∵pH＝pKaΘ－lg∴7.67＝(－lg4.2×10－7)－lg＝6.38－7.67＝－1.29＝0.0513[HCO3－]＝2.7×10－2(mol·dm－3)⑵在1.0dm3上述缓冲溶液中加入5.0×10－3molHCl后，将消耗HCO3－，新生成H2CO3，则平衡后[H2CO3]＝1.4×10－3＋5.0×10－3＝6.4×10－3(mol·dm－3)[HCO3－]＝2.7×10－2－5.0×10－3＝2.2×10－2(mol·dm－3)则pH＝6.38－lg＝6.926、NaHC2O4是一个酸式盐，溶液中存在三个平衡：即离解平衡、水解平衡和水的离解平衡：离解：HC2O4－＋H2OH3O＋＋C2O42－＝KaΘ2＝6.4×10－5①水解：HC2O4－＋H2OH2C2O4＋OH－＝KhΘ＝②水的离解：H2O＋H2OH3O＋＋OH－[H3O＋][OH－]＝Kw③根据电荷平衡：[H3O＋]＋[Na＋]＝2[C2O42－]＋[HC2O4－]＋[OH－]设[Na＋]等于初始的NaHC2O4的浓度并记为c，则[H3O＋]＋c＝2[C2O42－]＋[HC2O4－]＋[OH－]④根据物料平衡：c＝[C2O42－]＋[HC2O4－]＋[H2C2O4]⑤将⑤代入④式，得[H3O＋]＝[C2O42－]＋[OH－]－[H2C2O4]⑥将①②③式分别代入⑥式，整理后得[H3O＋]＝将有关数据代入后，解得[H3O＋]＝1.55×10－3(mol·dm－3)pH＝2.81
