Question

氫氟酸能腐蝕玻璃．25℃下，向20mL0.2mol?L^-1的氫氟酸中滴加0.2mol?L^-1的NaOH溶液時，溶液的pH變化如圖所示．
已知：電離度（α）和電離平衡常數（K）一樣，可以用來衡量弱電解質在稀溶液中的電離能力．電離度（α）=

n(已電離的弱電解質)

n(全部的弱電解質)

×100%
請回答下列問題：
（1）在氫氟酸的稀溶液中，通過改變以下條件能使氫氟酸的電離度[α（HF）]增大的是

 

，可使氫氟酸的電離平衡常數[K_a（HF）]增大的是

 

．
a．升高溫度       b．向溶液中滴入2滴濃鹽酸       c．加入少量NaF固體
（2）在此溫度下，氫氟酸的電離平衡常數K_a（HF）為：

 

，電離度α（HF）為

 

%．
（3）下列有關圖中各點微粒濃度關系正確的是

 

．
a．在A處溶液中：c（F^-）+c（HF）=0.2mol?L^-1
b．在B處溶液中：c（H⁺）+c（HF）=c（OH^-）
c．在B處溶液中：c（Na⁺）＞c（F^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
d．在A和B處溶液中都符合：

c(H+)?c(F+)

c(HF)

=K_a（HF）
（4）向此氫氟酸溶液中滴加10mL NaOH溶液后，請將HF分子與溶液中的離子濃度一起從大到小排序

 

．

Answer 1

考點：離子濃度大小的比較,弱電解質在水溶液中的電離平衡,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）HF酸中存在HF?F^-+H⁺，為使電離常數或電離度增大，應使平衡正向移動；
（2）由圖象可知0.2mol?L^-1的氫氟酸的pH=2，則c（H⁺）=0.01mol/L，以此可計算電離度和電離常數；
（3）根據物料守恒、質子守恒以及影響鹽類水解的角度可解答該題；
（4）向此氫氟酸溶液中滴加10mL NaOH溶液，反應后溶液為等物質的量HF和NaF的混合物，溶液呈酸性．

解答： 解：（1）HF酸中存在HF?F^-+H⁺，為使電離常數或電離度增大，應使平衡正向移動，
a．升高溫度，可使平衡正向移動，故a正確；
b．向溶液中滴入2滴濃鹽酸以及c．加入少量NaF固體，都可使平衡逆向移動，故b、c錯誤，
故答案為：a；a；
（2）由圖象可知0.2mol?L^-1的氫氟酸的pH=2，則c（H⁺）=0.01mol/L，可知電離的c（HF）=0.01mol/L，
則α=

0.01mol/L

0.2mol/L

×100%=5%，
K=

c(F-)?c(H+)

c(HF)

=

0.01×0.01

(0.2-0.01)

=5.3×10^-4，
故答案為：5.3×10^-4； 5；
（3）a．在A處溶液中，由于加入NaOH溶液，則總體積大于20mL，則c（F^-）+c（HF）＜0.2mol?L^-1，故a錯誤；
b．在B處溶液中，HF和NaOH彎曲反應生成NaF，由質子守恒可知：c（H⁺）+c（HF）=c（OH^-），故b正確；
c．在B處溶液pH＞7，則c（H⁺）＜c（OH^-），故c錯誤；
d．由于溫度不變，則電離常數不變，則在A和B處溶液中都符合：

c(H+)?c(F+)

c(HF)

=K_a（HF），故d正確；
故答案為：bd；
（4）向此氫氟酸溶液中滴加10mL NaOH溶液，反應后溶液為等物質的量HF和NaF的混合物，HF過量，溶液呈酸性，離子濃度大小關系應為c（F^-）＞c（Na⁺）＞c（HF）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（F^-）＞c（Na⁺）＞c（HF）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

點評：本題考查離子濃度大小比較，為高頻考點，側重于學生的分析能力和計算能力的考查，注意把握影響鹽類水解和弱電解質電離的因素，結合電荷守恒、物料守恒以及質子守恒解答該類題目，難度中等．