Question

已知二元酸H₂A在水中存在以下電離：H₂A═H⁺+HA^-，HA^-?H⁺+A^2-，試回答下列問題：
（1）NaHA溶液呈

 

性，理由是

 

．
（2）某溫度下，向10mL、0.1mol/L NaHA溶液中加入0.1mol/L KOH溶液V mL至中性，此時溶液中以下關系一定正確的是

 

（填寫字母）．
A．溶液pH=7    B．水的離子積K_W=c²（OH^-）   C．V=10    D．c（K⁺）＜c（Na⁺）
（3）已知難溶物CaA在水中存在溶解平衡；CaA（s）?Ca²⁺+A^2-；△H＞0，一定溫度下CaA飽和溶液中c
（Ca²⁺）?c（A^2-）為常數，記作K_sp=c（Ca²⁺）?c（A^2-），K_sp只與溫度有關．
①溫度升高時，K_sp

 

（填“增大”、“減小”或“不變”，下同）．
②向濁液中通入HCl氣體，c（Ca²⁺）

 

，原因是

 

．
（4）測得25℃時，CaA的K_sp為2.0×10^-11，常溫下將10g CaA固體投入100mL CaCl₂溶液中，充分攪拌后仍有固體剩余，測得溶液中c（Ca²⁺）=0.1mol/L，則溶液中c（A²⁺）=

 

mol/L．

Answer 1

考點：鹽類水解的應用,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,鹽類的水解專題

分析：（1）由HA^-?H⁺+A^2-可知，Na₂A為強堿弱酸鹽；NaHA為酸式鹽，H₂A第一步完全電離，所以HA^-只電離，不發(fā)生水解；
（2）A．根據溫度確定pH；
B．中性c（OH^-）=c（H⁺）；
C．HA^-與 OH^-恰好反應時生成A^2-，溶液呈堿性，已知溶液為中性，說明NaHA溶液有剩余，故V＜10
D．根據C選項判斷；
（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；
（4）根據K_sp=c（Ca²⁺）×c（A²⁺）以及鈣離子的濃度計算．

解答： 解：（1）由HA^-?H⁺+A^2-可知，Na₂A為強堿弱酸鹽；NaHA為酸式鹽，H₂A第一步完全電離，所以HA^-只電離，不發(fā)生水解，HA^-電離生成氫離子，所以溶液顯酸性；
故答案為：酸；HA^-只電離，不發(fā)生水解；
（2）A．由于溫度不知道，故中性時溶液pH不能確定，故A錯誤；
B．中性c（OH^-）=c（H⁺），Kw=c（OH^-）c（H⁺）=K_W=c²（OH^-），故B正確；
C．HA^-與 OH^-恰好反應時生成A^2-，溶液呈堿性，已知溶液為中性，說明NaHA溶液有剩余，故V＜10，故C錯誤；
D．根據C選項判斷，NaHA過量，所以c（K⁺）＜c（Na⁺），故D正確．
故答案為：BD．
（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HCl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，而溶液體積幾乎不變化，所以c（Ca²⁺）增大，
故答案為：增大；　H⁺與A^2-結合為HA^-，使平衡右移，c（Ca²⁺）增大；
（4）已知溶液中c（Ca²⁺）=0.1mol/L，K_sp=c（Ca²⁺）×c（A²⁺）=2.0×10^-11，則c（A^2-）=

Ksp

C(Ca2+)

=

2×10-11

0.1

=2.0×10^-10mol/L，
故答案為：2.0×10^-10mol/L．

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，題目難度中等，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．