Question

已知25℃時，氫氟酸（HF）的電離平衡常數(shù)K=3.6×10^-4，氫氰酸（HCN）的電離常數(shù)K=4.9×10^-10．根據(jù)上述數(shù)據(jù)，回答問題：
（1）兩種酸的酸性強弱：HF

 

 HCN （填“大于”或“小于”、“等于”）．
（2）pH相同的HF溶液和HCN溶液，與體積相同、濃度相同的NaOH溶液恰好完全中和，消耗的HF溶液的體積

 

 消耗HCN溶液的體積（填“大于”或“小于”、“等于”）．
（3）0.4mol/L 的HCN溶液和0.2mol/L的NaOH溶液等體積混合后溶液pH＞7，則溶液中粒子濃度大小關(guān)系為：

 

（4）已知25℃時，CaF₂的溶度積常數(shù)Ksp（CaF₂）=1.46×10^-10mol³?L^-3．現(xiàn)向1L0.2mol/L的HF溶液中加入1L 0.2mol/L CaCl₂溶液，通過列式計算說明是否有沉淀產(chǎn)生．
判斷：

 

（填“有”或“沒有”）．理由：

 

（得出計算結(jié)果）

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì),酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算

專題：

分析：（1）相同條件下，酸的電離平衡常數(shù)越大其酸性越強；
（2）酸性HF＞HCN，則pH相同的HF和HCN溶液，c（HF）＜c（HCN），與體積相同、濃度相同的NaOH溶液恰好完全中和，消耗酸的體積與酸的濃度成反比；
（3）0.4mol/L 的HCN溶液和0.2mol/L的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液中的溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的NaCN、HCN，混合溶液pH＞7，說明CN^-的水解程度大于HCN電離程度，結(jié)合電荷守恒判斷離子濃度大��；
（4）如果Qc＞Ksp，則溶液中有沉淀生成，如果Qc≤Ksp就沒有沉淀生成．

解答： 解：（1）相同條件下，酸的電離平衡常數(shù)越大其酸性越強，電離平衡常數(shù)HF＞HCN，所以酸性HF大于HCN，
故答案為：大于；
（2）酸性HF＞HCN，則pH相同的HF和HCN溶液，c（HF）＜c（HCN），與體積相同、濃度相同的NaOH溶液恰好完全中和，消耗酸的體積與酸的濃度成反比，所以酸的體積HF＞HCN，故答案為：大于；
（3）0.4mol/L 的HCN溶液和0.2mol/L的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液中的溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的NaCN、HCN，混合溶液pH＞7，說明CN^-的水解程度大于HCN電離程度，且c（OH^-）＞c（H⁺），結(jié)合電荷守恒得c（Na⁺）＞c（CN^-），水解程度大但也較微弱，所以溶液中粒子濃度大小順序是c（ HCN）＞c（Na⁺）＞c（CN^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案為：c（ HCN）＞c（Na⁺）＞c（CN^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；                 
（4）c（F^-）=6×10^-3mol/lL，c（Ca²⁺）=0.1mol/L，Qc=c（Ca²⁺）?c（F^-）²=3.6×10^-6＞Ksp，所以溶液中有沉淀生成，故答案為：有；c（F^-）=6×10^-3mol/lL，c（Ca²⁺）=0.1mol/L，Qc=c（Ca²⁺）?c（F^-）²=3.6×10^-6＞Ksp．

點評：本題考查弱電解質(zhì)的電離、酸堿混合溶液定性判斷、難溶物的溶解平衡等知識點，明確弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)與電解質(zhì)強弱關(guān)系、知道是否產(chǎn)生沉淀的方法，難點是粒子濃度大小比較，也是高考高頻點．