Question

【題目】某二元酸（化學式用H2B表示）在水中的電離方程式是：H2B═H++HB-；HB-H++B2-，回答下列問題：

（1）NaHB溶液顯___________（填“酸性”、“中性”或“堿性”或“酸堿性無法確定”），理由是___________。

（2）某溫度下，向0.1mol/L的NaHB溶液中滴入0.1mol/LKOH溶液至中性，此時溶液中以下關系一定正確的是___________（填字母）．

A．c（H+）c（OH-）═1×10-14 mol2/L2

B．c（Na+）+c（K+）═c（HB-）+2c（A2-）

C．c（Na+）＞c（K+）

D．c（Na+）+c（K+）═0.05mol/L

（3）已知常溫下H2B的鈣鹽（CaB）飽和溶液中存在以下平衡：CaB（s） Ca2+（aq）+B2-（aq）△H＞0．

①溫度升高時，Ksp ___________（填“增大”、“減小”或“不變”，下同）。

②滴加少量濃鹽酸，c（Ca2+）___________，原因是___________（用文字和離子方程式說明）。

（4） 已知0.1molL-1NaHB溶液的pH=2，則0.1molL-1H2B溶液中氫離子的物質的量濃度可能是___________0.11molL-1（填“＜”、“＞”、或“=”）； 理由是___________。

（5）0.1 mol/L NaHB溶液中各種離子濃度由大到小的順序是___________。

Answer 1

【答案】

（1）酸性；H2B第一步完全電離、第二步部分電離，則HB-只能電離不能水解；

（2）BC；

（3）①增大；

②增大；加鹽酸發(fā)生反應：B2-+H+HB-，A2-濃度減小，CaB的溶解平衡向右移動，n（Ca2+）顯著增大，而溶液體積變化不大，所以c（Ca2+）增大

（4）小于；0.1 mol/LNaHB溶液的pH＝2，說明其中c（H＋）＝0.01 mol/L，主要是HB－電離產生的，在H2B溶液中，第一步電離產生的H＋抑制了第二步的電離，所以0.1 mol/L H2B溶液中c（H＋）＜0.11 mol/L

（5）c（Na+）＞c（HB-）＞c（H+）＞c（B2-）＞c（OH-）．

【解析】

試題分析：（1）H2B第一步完全電離、第二步部分電離，則HB-只能電離不能水解，導致溶液中c（H+）＞c（OH-），所以溶液呈酸性；故答案為：酸性；H2B第一步完全電離、第二步部分電離，則HB-只能電離不能水解；

（2）A、水的離子積常數與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數越大，溫度未知，所以水的離子積常數也未知，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（HB-）+2c（B2-），故B正確；C、NaHB溶液呈酸性，Na2B溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHB溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHB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、NaHB溶液呈酸性，Na2B溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHB溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHB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）①該反應為吸熱反應，溫度升高，平衡正向移動，Ksp增大，故答案為：增大；

②加鹽酸發(fā)生反應：B2-+H+HB-，B2-濃度減小，CaB的溶解平衡向右移動，n（Ca2+）顯著增大，而溶液體積變化不大，所以c（Ca2+）增大，故答案為：增大；加鹽酸發(fā)生反應：B2-+H+HB-，A2-濃度減小，CaB的溶解平衡向右移動，n（Ca2+）顯著增大，而溶液體積變化不大，所以c（Ca2+）增大

（4）若0.1molL-1NaHB溶液的pH=2，說明溶液中c（H+）=0.01mol/L，則HB-的電離度是10%，H2B第一步不能完全電離，第二步部分電離，由于H2B第一步電離產生的H+抑制了HB-的電離，故H2B（0.1 mol/L）的c（H+）小于0.11 mol/L，故答案為：小于；

（5）鈉離子不電離，HB-能電離，所以c（Na+）＞c（HB-），根據（3）知，溶液呈酸性，則c（H+）＞c（OH-），水和HB-都電離出氫離子，則c（H+）＞c（B2-），所以該溶液中離子濃度大小順序是c（Na+）＞c（HB-）＞c（H+）＞c（B2-）＞c（OH-），故答案為：c（Na+）＞c（HB-）＞c（H+）＞c（B2-）＞c（OH-）.