Question

5．25℃，兩種酸的電離常數如下表．

	Ka1	Ka2
H2A	1.3×10-2	6.3×10-6
H2B	4.2×10-7	5.6×10-7

下列敘述中正確的是（　�。�

• A． H₂A的電離方程式：H₂A═2H⁺+A^2-
• B． 常溫下，在水中Na₂B的水解平衡常數為：K_a1=$\frac{K_W}{{4.2×{{10}^{-7}}}}$
• C． 等濃度的Na₂A和Na₂B溶液，由水電離產生的H⁺濃度大小關系為：前者大于后者
• D． 向Na₂B溶液中加入少量H₂A溶液，可發(fā)生反應：B^2-+H₂A=A^2-+H₂B

Answer 1

分析 A、H₂A是多元弱酸，電離分步完成，所以電離方程式：H₂A?H⁺+HA^-；
B、Na₂B的水解方程式為：B^2-+H₂O?HB^-+OH^-，K=$\frac{c（H{B}^{-}）•c（O{H}^{-}）}{c（{B}^{2-}）}$進行計算；
C、HA^-的電離平衡常數6.3×10^-6，HB^-的電離平衡常數5.6×10^-7，所以等濃度的Na₂A的水解程度小于Na₂B溶液的水解程度；
D、由表可知：H₂A的酸強于H₂B，所以向Na₂B溶液中加入少量H₂A溶液，可發(fā)生反應：B^2-+H₂A=A^2-+H₂B．

解答 解：A、H₂A是多元弱酸，電離分步完成，所以電離方程式：H₂A?H⁺+HA^-，故A錯誤；
B、Na₂B的水解方程式為：B^2-+H₂O?HB^-+OH^-，所以K=$\frac{c（H{B}^{-}）•c（O{H}^{-}）}{c（{B}^{2-}）}$=$\frac{c（H{B}^{-}）•c（O{H}^{-}）•c（{H}^{+}）}{c（{B}^{2-}）•c（{H}^{+}）}$=$\frac{{K}_{W}}{5.6×1{0}^{-7}}$，故B錯誤；
C、HA^-的電離平衡常數6.3×10^-6，HB^-的電離平衡常數5.6×10^-7，所以等濃度的Na₂A的水解程度小于Na₂B溶液的水解程度，所以等濃度的Na₂A和Na₂B溶液，由水電離產生的H⁺濃度大小關系為：前者小于后者，故C錯誤；
D、由表可知：H₂A的酸強于H₂B，所以向Na₂B溶液中加入少量H₂A溶液，可發(fā)生反應：B^2-+H₂A=A^2-+H₂B，故D正確；
故選D．

點評 本題考查了弱電解質的電離、電離平衡常數和水的離子積，明確弱電解質電離特點，比較容易．