Question

（1）三種弱酸HA、H₂B、HC，電離常數(shù)為1.8×10^-5、5.6×10^-11、4.9×10^-10、4.3×10^-7（數(shù)據(jù)順序已打亂），已知三種酸和它們的鹽之間能發(fā)生以下反應(yīng)：
①HA+HB^-（少量）=A^-+H₂B    ②H₂B（少量）+C^-=HB^-+HC③HA（少量）+C^-=A^-+HC
若H₂B的Ka₁=4.3×10^-7，則HA酸對應(yīng)的電離常數(shù)Ka=

 

（根據(jù)已知數(shù)據(jù)填空）．
（2）如圖是某水溶液在pH從0至14的范圍內(nèi)H₂CO₃、HCO₃^-、CO₃^2-三種成分平衡時的組成分數(shù)．①下列敘述正確的是

 

．
A．此圖是1.0mol?L^-1碳酸鈉溶液滴定1.0mol?L^-1HCl溶液的滴定曲線
B．在pH分別為6.37及10.25時，溶液中c（H₂CO₃）=c（HCO₃^-）=c（CO₃^2-）
C．人體血液的pH約為7.4，則CO₂在血液中多以HCO₃^-形式存在
D．若用CO₂和NaOH反應(yīng)制取NaHCO₃，宜控制溶液的pH為7～9之間
②已知K_sp（CaCO₃）=5.0×10^-9，在10mL 0.02mol?L^-1的Na₂CO₃溶液中，加入某濃度的鹽酸，調(diào)節(jié)溶液的pH=10.25，此時溶液的體積恰好為100mL，向該溶液中加入1mL 1×10^-4 mol?L^-1的CaCl₂溶液，問是否有沉淀生成？

 

（填“是”或“否”）．

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）強酸能和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸，相同溫度下，酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性越強；
（2）①A.1.0mol/L碳酸鈉溶液滴定1.0mol/LHCl溶液，在碳酸濃度達到飽和之前，濃度應(yīng)逐漸增大，且起始濃度不可能為1.0mol/L；
B．pH為6.37時c（H₂CO₃）=c（HCO₃^-），pH為10.25時，c（HCO₃^-）=c（CO₃^2-）；
C．pH為7.4時，HCO₃^-的最大；
D．在PH為7～9時，溶液中多以HCO₃^-形式存在；
②如果K_SP（BaCO₃）=c（Ba²⁺）?c（CO₃^2-）大于Qc，則該溶液中沒有沉淀產(chǎn)生．

解答： 解：（1）根據(jù)溶液中強酸制弱酸的原理以及反應(yīng)H₂B（少量）+C^-=HB^-+HC，可以確定酸性強弱是：H₂B＞HC＞HB^-，根據(jù)HA+HB^-（少量）=A^-+H₂B知，酸性HA＞H₂B，所以這幾種酸的酸性強弱順序是HA＞H₂B＞HC＞HB^-，
若H₂B的Ka₁=4.3×10^-7，則HA的Ka=1.8×10^-5；
故答案為：1.8×10^-5；
（2）①A.1.0mol/L碳酸鈉溶液滴定1.0mol/LHCl溶液，在碳酸濃度達到飽和之前，碳酸濃度應(yīng)逐漸增大，且起始濃度不可能為1.0mol/L，故A錯誤；
B．由圖可知，pH為6.37時c（H₂CO₃）=c（HCO₃^-），pH為10.25時，c（HCO₃^-）=c（CO₃^2-），但三者的濃度不相等，故B錯誤；
C．由圖可知，pH為7.4時，HCO₃^-的最大，則當人體血液的pH約為7.4，則CO₂在血液中多以HCO₃^-的形式存在，故C正確；
D．溶液的pH為7～9之間時，溶液中的陰離子主要以HCO₃^-形式存在，所以溶液中的溶質(zhì)主要為碳酸氫鈉，故D正確；
故答案為：CD；
②在10mL0.02mol/LNa₂CO₃溶液中加入某濃度的鹽酸后，當調(diào)節(jié)溶液的pH=10.25時，據(jù)圖中內(nèi)容可以看出：HCO₃^-、CO₃^2-兩種成分平衡時的組成分數(shù)分別為50%，即碳酸鈉和碳酸氫鈉的物質(zhì)的量分別是0.0001mol，此時溶液的體積恰好為100mL，所碳酸鈉中碳酸根的濃度是0.001mol/L，再加入1mL1×10^-4mol?L^-1的CaCl₂稀溶液時，Qc=c（Ba²⁺）?c（CO₃^2-）=0.001mol/L×10^-6mol/L=1×10^-9（mol/L）²，而Ksp（CaCO₃）=5.0×10^-9，Qc＜Ksp，所以不能生成沉淀，
故答案為：否．

點評：本題考查弱酸的電離平衡常數(shù)與酸的酸性強弱的關(guān)系、難溶物的溶解平衡及學生的識圖和應(yīng)用的能力，明確圖象中pH與離子的濃度關(guān)系是解答本題的關(guān)鍵，難度較大．