Question

弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡和難溶物的溶解平衡均屬于化學平衡．
已知H₂A在水中存在以下平衡：H₂A═H⁺+HA^-，HA^-?H⁺+A^2-．
（1）常溫下NaHA溶液的pH

 

（填序號），原因是

 

．
A．大于7         B．小于7        C．等于7         D．無法確定
（2）某溫度下，若向0.1mol?L^-1的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol?L^-1 KOH溶液至溶液呈中性（忽略混合后溶液的體積變化）．此時該混合溶液中的下列關系一定正確的是

 

．
A．c（H⁺）?c（OH^-）=1.0×10^-14
B．c（Na⁺）+c（K⁺）=c（HA^-）+2c（A^2-）
C．c（Na⁺）＞c（K⁺）                       
D．c（Na⁺）+c（K⁺）=0.05mol?L^-1
（3）已知常溫下H₂A的鈣鹽（CaA）的飽和溶液中存在以下平衡：CaA（s）?Ca²⁺（aq）+A^2-（aq）△H＞0．若要使該溶液中Ca²⁺濃度變小，可采取的措施有

 

．
A．升高溫度   B．降低溫度      C．加入NH₄Cl晶體      D．加入Na₂A固體．

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的原理

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：（1）HA^-能電離但不水解，根據(jù)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(shù)與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數(shù)越大；
B、根據(jù)溶液中電荷守恒判斷；
C、根據(jù)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(jù)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(jù)此確定鈉離子和鉀離子濃度之和；
（3）影響沉淀溶解平衡移動的因素有溫度和濃度．

解答： 解：（1）HA^-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：B；NaHA只能發(fā)生電離，不能發(fā)生水解；
（2）A、水的離子積常數(shù)與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，溫度未知，所以水的離子積常數(shù)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）CaA（s）?Ca²⁺（aq）+A^2-（aq）△H＞0，降溫平衡逆向移動，c（Ca²⁺）減小，加入NH₄Cl晶體，對平衡移動無影響，加入Na₂A固體．A^-離子濃度增大，平衡逆向移動，c（Ca²⁺）減小，故答案為：BD．

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(jù)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．