Question

（1）三种弱酸HA、H₂B、HC，电离常数为1.8×10^-5、5.6×10^-11、4.9×10^-10、4.3×10^-7（数据顺序已打乱），已知三种酸和它们的盐之间能发生以下反应：
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，则HA酸对应的电离常数Ka=

 

（根据已知数据填空）．
（2）如图是某水溶液在pH从0至14的范围内H₂CO₃、HCO₃^-、CO₃^2-三种成分平衡时的组成分数．①下列叙述正确的是

 

．
A．此图是1.0mol?L^-1碳酸钠溶液滴定1.0mol?L^-1HCl溶液的滴定曲线
B．在pH分别为6.37及10.25时，溶液中c（H₂CO₃）=c（HCO₃^-）=c（CO₃^2-）
C．人体血液的pH约为7.4，则CO₂在血液中多以HCO₃^-形式存在
D．若用CO₂和NaOH反应制取NaHCO₃，宜控制溶液的pH为7～9之间
②已知K_sp（CaCO₃）=5.0×10^-9，在10mL 0.02mol?L^-1的Na₂CO₃溶液中，加入某浓度的盐酸，调节溶液的pH=10.25，此时溶液的体积恰好为100mL，向该溶液中加入1mL 1×10^-4 mol?L^-1的CaCl₂溶液，问是否有沉淀生成？

 

（填“是”或“否”）．

Answer 1

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡,酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算

专题：电离平衡与溶液的pH专题

分析：（1）强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸，相同温度下，酸的电离平衡常数越大，其酸性越强；
（2）①A.1.0mol/L碳酸钠溶液滴定1.0mol/LHCl溶液，在碳酸浓度达到饱和之前，浓度应逐渐增大，且起始浓度不可能为1.0mol/L；
B．pH为6.37时c（H₂CO₃）=c（HCO₃^-），pH为10.25时，c（HCO₃^-）=c（CO₃^2-）；
C．pH为7.4时，HCO₃^-的最大；
D．在PH为7～9时，溶液中多以HCO₃^-形式存在；
②如果K_SP（BaCO₃）=c（Ba²⁺）?c（CO₃^2-）大于Qc，则该溶液中没有沉淀产生．

解答： 解：（1）根据溶液中强酸制弱酸的原理以及反应H₂B（少量）+C^-=HB^-+HC，可以确定酸性强弱是：H₂B＞HC＞HB^-，根据HA+HB^-（少量）=A^-+H₂B知，酸性HA＞H₂B，所以这几种酸的酸性强弱顺序是HA＞H₂B＞HC＞HB^-，
若H₂B的Ka₁=4.3×10^-7，则HA的Ka=1.8×10^-5；
故答案为：1.8×10^-5；
（2）①A.1.0mol/L碳酸钠溶液滴定1.0mol/LHCl溶液，在碳酸浓度达到饱和之前，碳酸浓度应逐渐增大，且起始浓度不可能为1.0mol/L，故A错误；
B．由图可知，pH为6.37时c（H₂CO₃）=c（HCO₃^-），pH为10.25时，c（HCO₃^-）=c（CO₃^2-），但三者的浓度不相等，故B错误；
C．由图可知，pH为7.4时，HCO₃^-的最大，则当人体血液的pH约为7.4，则CO₂在血液中多以HCO₃^-的形式存在，故C正确；
D．溶液的pH为7～9之间时，溶液中的阴离子主要以HCO₃^-形式存在，所以溶液中的溶质主要为碳酸氢钠，故D正确；
故答案为：CD；
②在10mL0.02mol/LNa₂CO₃溶液中加入某浓度的盐酸后，当调节溶液的pH=10.25时，据图中内容可以看出：HCO₃^-、CO₃^2-两种成分平衡时的组成分数分别为50%，即碳酸钠和碳酸氢钠的物质的量分别是0.0001mol，此时溶液的体积恰好为100mL，所碳酸钠中碳酸根的浓度是0.001mol/L，再加入1mL1×10^-4mol?L^-1的CaCl₂稀溶液时，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，
故答案为：否．

点评：本题考查弱酸的电离平衡常数与酸的酸性强弱的关系、难溶物的溶解平衡及学生的识图和应用的能力，明确图象中pH与离子的浓度关系是解答本题的关键，难度较大．