Question

氢氟酸能腐蚀玻璃．25℃下，向20mL0.2mol?L^-1的氢氟酸中滴加0.2mol?L^-1的NaOH溶液时，溶液的pH变化如图所示．
已知：电离度（α）和电离平衡常数（K）一样，可以用来衡量弱电解质在稀溶液中的电离能力．电离度（α）=

n(已电离的弱电解质)

n(全部的弱电解质)

×100%
请回答下列问题：
（1）在氢氟酸的稀溶液中，通过改变以下条件能使氢氟酸的电离度[α（HF）]增大的是

 

，可使氢氟酸的电离平衡常数[K_a（HF）]增大的是

 

．
a．升高温度       b．向溶液中滴入2滴浓盐酸       c．加入少量NaF固体
（2）在此温度下，氢氟酸的电离平衡常数K_a（HF）为：

 

，电离度α（HF）为

 

%．
（3）下列有关图中各点微粒浓度关系正确的是

 

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

c(H+)?c(F+)

c(HF)

=K_a（HF）
（4）向此氢氟酸溶液中滴加10mL NaOH溶液后，请将HF分子与溶液中的离子浓度一起从大到小排序

 

．

Answer 1

考点：离子浓度大小的比较,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）HF酸中存在HF?F^-+H⁺，为使电离常数或电离度增大，应使平衡正向移动；
（2）由图象可知0.2mol?L^-1的氢氟酸的pH=2，则c（H⁺）=0.01mol/L，以此可计算电离度和电离常数；
（3）根据物料守恒、质子守恒以及影响盐类水解的角度可解答该题；
（4）向此氢氟酸溶液中滴加10mL NaOH溶液，反应后溶液为等物质的量HF和NaF的混合物，溶液呈酸性．

解答： 解：（1）HF酸中存在HF?F^-+H⁺，为使电离常数或电离度增大，应使平衡正向移动，
a．升高温度，可使平衡正向移动，故a正确；
b．向溶液中滴入2滴浓盐酸以及c．加入少量NaF固体，都可使平衡逆向移动，故b、c错误，
故答案为：a；a；
（2）由图象可知0.2mol?L^-1的氢氟酸的pH=2，则c（H⁺）=0.01mol/L，可知电离的c（HF）=0.01mol/L，
则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，
故答案为：5.3×10^-4； 5；
（3）a．在A处溶液中，由于加入NaOH溶液，则总体积大于20mL，则c（F^-）+c（HF）＜0.2mol?L^-1，故a错误；
b．在B处溶液中，HF和NaOH弯曲反应生成NaF，由质子守恒可知：c（H⁺）+c（HF）=c（OH^-），故b正确；
c．在B处溶液pH＞7，则c（H⁺）＜c（OH^-），故c错误；
d．由于温度不变，则电离常数不变，则在A和B处溶液中都符合：

c(H+)?c(F+)

c(HF)

=K_a（HF），故d正确；
故答案为：bd；
（4）向此氢氟酸溶液中滴加10mL NaOH溶液，反应后溶液为等物质的量HF和NaF的混合物，HF过量，溶液呈酸性，离子浓度大小关系应为c（F^-）＞c（Na⁺）＞c（HF）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案为：c（F^-）＞c（Na⁺）＞c（HF）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

点评：本题考查离子浓度大小比较，为高频考点，侧重于学生的分析能力和计算能力的考查，注意把握影响盐类水解和弱电解质电离的因素，结合电荷守恒、物料守恒以及质子守恒解答该类题目，难度中等．