Question

1．（1）0.4mol/L的NaOH溶液與0.2mol/L H_nA溶液等體積混合后pH=10，則H_nA是④（填序號）；理由是生成正鹽水解顯堿性．
①一元強酸 ②一元弱酸 ③二元強酸 ④二元弱酸
（2）某二元酸（化學式用H₂B表示）在水中的電離方程式是：H₂B=H⁺+HB^-，HB^-?H⁺+B^2-．回答下列問題：
①Na₂B溶液顯堿性（填“酸性”，“中性”，或“堿性”）．理由是B^2-+H₂O?HB^-+OH^-（用離子方程式表示）．
②在0.1mol/L的Na₂B溶液中，下列粒子濃度關系式正確的是BCD．
A．c（B^2-）+c（HB^- ）+c（H₂B）=0.1mol/L
B．c（OH^-）=c（H⁺）+c（HB^-）
C．c（Na⁺）+c（H⁺ ）=c（OH^- ）+c（HB^-）+2c（B^2- ）
D．c（Na⁺）=2c（B^2- ）+2c（HB^- ）
③已知0.1mol/L NaHB溶液pH=2，則0.1mol/L H₂B溶液中氫離子的物質的量濃度可能是＜0.11mol/l（填“=”“＞”“＜”），理由是H₂B第一步電離產生的H⁺對HB^-的電離起了抑制作用．
④0.1mol/L NaHB溶液中各種離子濃度由大到小的順序是c（Na⁺）＞c（HB^-）＞c（H⁺）＞c（B^2-）＞c（OH^-）．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)混合液pH=10可知，混合液為堿性，然后分別討論得出該酸為二元弱酸；
（2）①根據(jù)該酸的電離方程式知，第一步是完全電離，第二步是部分電離，說明B^2-離子水解而HB^-不水解，且HB^-是弱酸，Na₂B是強堿弱酸鹽，其水溶液呈堿性；
②根據(jù)二元酸的電離方程式知，B^2-只發(fā)生第一步水解，結合電荷守恒和物料守恒分析解答；
③若0.1mol•L^-1NaHB溶液的pH=2，說明溶液中C（H⁺）=0.01mol/L，則HB^-的電離度是10%，H₂B第一步完全電離，第二步部分電離，且含有相同的離子能抑制弱根離子的電離；
④根據(jù)離子是否電離確定鈉離子和酸式酸根離子濃度大小，根據(jù)溶液的酸堿性確定氫離子和氫氧根離子濃度相對大小，根據(jù)離子來源確定氫離子和B離子相對大�。�

解答 解：（1）混合液的pH=10，說明反應后溶液顯堿性，設兩種溶液都是1L，反應之前氫氧根離子的物質的量為0.4mol，如果HnA是二元強酸，則反應前氫離子的物質的量為0.4mol，氫離子和氫氧根離子完全反應，反應后溶液為中性；如果HnA是一元強酸，反應前氫離子的物質的量為0.2mol，混合液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，反應后溶液的pH=13，若為一元弱酸，則溶液的pH＞13，故HA為二元弱酸，
故答案為：④；生成正鹽水解顯堿性；
（2）①因為B^2-能夠水解，所以Na₂B溶液顯堿性，其水解方程式為：B^2-+H₂O?HB^-+OH^-，
故答案為：堿性，B^2-+H₂O?HB^-+OH^-；
②在Na₂B中存在水解平衡：B^2-+H₂O=HB^-+OH^-，HB^-不會進一步水解，所以溶液中沒有H₂B分子，
A．HB^-不會進一步水解，所以溶液中沒有H₂B分子，根據(jù)物料守恒得c（B^2-）+c（HB^-）=0.1mol•L^-1，故A錯誤；
B．根據(jù)質子守恒：c（OH^-）=c（H⁺）+c（HB^-），故B正確；
C．根據(jù)電荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HB^-）+2c（B^2-），故C正確；
D．把質子守恒和電荷守恒式相加得：c（Na⁺）=2c（B^2-）+2c（HB^-），故D正確；
故答案為：BCD；
③若0.1mol•L^-1NaHB溶液的pH=2，說明溶液中C（H⁺）=0.01mol/L，則HB^-的電離度是10%，H₂B第一步完全電離，第二步部分電離，由于H₂B第一步電離產生的H⁺抑制了HB^-的電離，故H₂B（0.1 mol/L）的c（H⁺）小于0.11 mol/L，
故答案為：＜，H₂B第一步電離產生的H⁺對HB^-的電離起了抑制作用；
④鈉離子不電離，HB^-能電離，所以c（Na⁺）＞c（HB^-），根據(jù)（3）知，溶液呈酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-），水和HB^-都電離出氫離子，則c（H⁺）＞c（B^2-），所以該溶液中離子濃度大小順序是c（Na⁺）＞c（HB^-）＞c（H⁺）＞c（B^2-）＞c（OH^-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（HB^-）＞c（H⁺）＞c（B^2-）＞c（OH^-）．

點評 本題考查鹽類水解和弱電解質電離，注意該酸第一步完全電離，第二步部分電離，導致HB^-能電離但不水解，為易錯點，題目難度中等，注意把握溶液中的守恒關系．