Question

已知H₂A在水中存在以下平衡：H₂A?H⁺+HA^-，HA?H⁺+A^2-．回答以下問題：
（1）NaHA溶液

 

（填“顯酸性”、“顯堿性”、“顯中性”或“酸堿性無法確定”，下同），某二元酸H₂B電離方程式是：H₂B═H⁺+HB^-，HB^-?B^2-+H⁺，NaHB溶液

 

．
（2）某溫度下，向0.1mol/L的NaHA溶液中滴入0.1mol/LKOH溶液至中性，此時溶液中以下關系一定正確的是

 

（填字母）．
A．c（H⁺）?c（OH^-）═1×10^-14 mol²/L²            B．c（Na⁺）+c（K⁺）═c（HA^-）+2c（A^2-）
C．c（Na⁺）＞c（K⁺）                          D．c（Na⁺）+c（K⁺）═0.05mol/L
（3）已知常溫下H₂A的鈣鹽（CaA）飽和溶液中存在以下平衡：CaA（s）?Ca²⁺（aq）+A^2-（aq）△H＞0．
①溫度升高時，K_sp

 

（填“增大”、“減小”或“不變”，下同）．
②滴加少量濃鹽酸，c（Ca²⁺）

 

，原因是

 

（用文字和離子方程式說明）．

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的本質

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）根據HA^-的電離溶液呈酸性，HA^-的水解溶液呈堿性，但不能確定HA^-的電離程度和水解程度的大��；HB^-能電離但不水解，根據氫離子和氫氧根離子濃度相對大小確定溶液的酸堿性；
（2）A、水的離子積常數與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數越大；
B、根據溶液中電荷守恒判斷；
C、根據題意知NaHA溶液呈酸性，Na₂A溶液呈堿性，則向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的物質的量應大于氫氧化鉀的物質的量；
D、根據題意知NaHA溶液呈酸性，Na₂A溶液呈堿性，則向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的體積應大于KOH的體積，據此確定鈉離子和鉀離子濃度之和；
（3）①該反應為吸熱反應，溫度升高，平衡正向移動，然后判斷K_sp；
②加鹽酸，促進難溶鹽的電離，使平衡向正反應方向移動．

解答： 解：（1）HA^-的電離溶液呈酸性，HA^-的水解溶液呈堿性，但不能確定HA^-的電離程度和水解程度的大小，所以酸堿性無法確定；HB^-能電離但不水解，導致溶液中c（H⁺）＞c（OH^-），所以溶液呈酸性；
故答案為：酸堿性無法確定；酸性；
（2）A、水的離子積常數與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數越大，溫度未知，所以水的離子積常數也未知，故A錯誤；
B、溶液呈電中性，溶液中陰陽離子所帶電荷相等，溶液呈中性，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，所以c（Na⁺）+c（K⁺）=c（HA^-）+2c（A^2-），故B正確；
C、NaHA溶液呈酸性，Na₂A溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的物質的量應大于氫氧化鉀的物質的量，所以同一混合溶液中c（Na⁺）＞c（K⁺），故C正確；
D、NaHA溶液呈酸性，Na₂A溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的體積應大于氫氧化鉀的體積，所以c（Na⁺）+c（K⁺）＞0.05mol/L，故D錯誤；
故答案為：BC；
（3）①該反應為吸熱反應，溫度升高，平衡正向移動，K_sp增大，故答案為：增大；
②加鹽酸發(fā)生反應：A^2-+H⁺?HA^-，A^2-濃度減小，CaA的溶解平衡向右移動，n（Ca²⁺）顯著增大，而溶液體積變化不大，所以c（Ca²⁺）增大，
故答案為：增大；加鹽酸發(fā)生反應：A^2-+H⁺?HA^-，A^2-濃度減小，CaA的溶解平衡向右移動，n（Ca²⁺）顯著增大，而溶液體積變化不大，所以c（Ca²⁺）增大．

點評：本題考查了鹽溶液酸堿性的判斷、溶液中離子濃度的關系、外界條件對化學平衡的影響等知識點，難度較大，根據溫度、電解質溶液對難溶物性質的影響和電荷守恒、物料守恒來分析解答即可．