Question

8．已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數見下表：

弱酸化學式	HA	H2B
電離平衡常數（25℃）	Ka=1.7×10-6	K1=1.3×10-3 K2=5.6×10-8

則下列有關說法正確的是（　　）

• A． 等物質的量濃度的各溶液pH關系為：PH（Na₂B）＞pH（NaHB）＞pH（NaA）
• B． 將a mol•L^-1的HA溶液與a mol•L^-1 的NaA溶液等體積混合，混合液中：c（Na⁺）＞c（A^-）
• C． 向Na₂B溶液中加入足量的HA溶液發(fā)生反應的離子方程式為：B^2-+2HA═2A^-+H₂B
• D． NaHB溶液中部分微粒濃度的大小為：c（Na⁺）＞c（HB^-）＞c（B^2- ）＞c（H₂B）

Answer 1

分析 電離常數越大，酸性越強，由表中數據可知酸性，酸性H₂B＞HA＞HB^-，化學反應應滿足以強制弱的特點，HA的電離常數為1.7×10^-6，則A^-的水解常數為$\frac{1×1{0}^{-14}}{1.7×1{0}^{-6}}$，以此解答該題．

解答 解：A．酸性H₂B＞HA＞HB^-，酸性越強，對應的鈉鹽的堿性越弱，故A錯誤；
B．HA的電離常數為1.7×10^-6，則A^-的水解常數為$\frac{1×1{0}^{-14}}{1.7×1{0}^{-6}}$，可知HA的電離常數大于A^-的水解常數，則將a mol•L^-1的HA溶液與a mol•L^-1 的NaA溶液等體積混合，溶液呈酸性，由電荷守恒可知c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），c（H⁺）＞c（OH^-），則c（Na⁺）＜c（A^-），故B錯誤；
C．酸性H₂B＞HA＞HB^-，向Na₂B溶液中加入足量的HA溶液發(fā)生反應的離子方程式為：B^2-+HA═A^-+HB^-，故C錯誤；
D．對于H₂B，已知K₁=1.3×10^-3 K₂=5.6×10^-8，可知HB^-的水解常數為$\frac{1×1{0}^{-14}}{1.3×1{0}^{-3}}$，則HB^-電離程度大于HB^-水解程度，則NaHB溶液中c（Na⁺）＞c（HB^-）＞c（B^2- ）＞c（H₂B），故D正確．
故選D．

點評 本題考查弱電解質的電離，為高頻考點，側重考查學生的分析能力、計算能力，注意把握平衡常數的運用，把握影響電離平衡的因素以及離子濃度大小的比較方法，難度中等．