Question

16．常温下，某溶液M中存在的离子有Na⁺、A^2-、HA^-、H⁺、OH^-，存在的分子有H₂O、H₂A．根据题意回答下列问题：
（1）写出酸H₂A的电离方程式：H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-；
（2）若溶液M是由10mL 2mo1．L^-1NaHA溶液与2mol．L^-1NaOH溶液等体积混合而得到的，则溶液M的pH＞7（填“＞”、“＜’’或“=”），溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Na⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）＞c（HA^-）＞c（H⁺）已知K_sp（BaA）=1.8×10^-10，向该混合溶液中加入10mL 1mol•L^-1BaCl₂溶液，混合后溶液中Ba²⁺的浓度为5.4×10^-10mol•L^-1；
（3）若溶液M分为下列三种情况：①0.01mol•L^-1的H₂A溶液；②0.01mol•L^-1的NaHA溶液；③0.02mol•L^-1的HCl与0.04mol•L^-1的NaHA溶液等体积混合形成的混合液．则三种情况下溶液中H₂A分子浓度最大的为③；pH由大到小的顺序为②＞③＞①；
（4）若溶液M是由pH=3的H₂A溶液V₁mL与pH=11的NaOH溶液V₂mL混合反应得到的，混合溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=10⁴，V₁与V₂的大小关系为均有可能（填“大于”、“等于”、“小于”或“均有可能”）．

Answer 1

分析 （1）存在的分子有H₂O、H₂A，则H₂A为弱酸；
（2）当NaHA与NaOH等物质的量反应后生成Na₂A，共0.02mol，由于A^2-水解使得溶液显碱性，pH＞7，根据溶液呈碱性判断离子浓度；由反应式Ba²⁺+A^2-=BaA↓可得：沉淀后A^2-过量0.01mol，溶液中c（A^2-）=$\frac{0.01mol}{0.03L}$=$\frac{1}{3}$mol•L^-1，根据BaA的K_sp可得c（Ba²⁺）；
（3）①弱酸电离，②中水解生成分子，③中等体积混合为等量的NaCl、NaHA、H₂A，抑制弱酸的电离；
（4）混合溶液c（H⁺）/c（OH^-）=10⁴，c（H⁺）=10^-5mol/L，显酸性，则酸过量，以此分析．

解答 解：（1）存在的分子有H₂O、H₂A，则H₂A为弱酸，电离方程式为H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-，故答案为：H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-；
（2）当NaHA与NaOH等物质的量反应后生成Na₂A，共0.02mol，由于A^2-水解使得溶液显碱性，PH＞7，可得溶液中离子浓度的大小顺序为c（Na⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）＞c（HA^-）＞c（H⁺）；
由反应式Ba²⁺+A^2-=BaA↓可得：沉淀后A^2-过量0.01mol，溶液中c（A^2-）=$\frac{0.01mol}{0.03L}$=$\frac{1}{3}$mol•L^-1，根据BaA的K_sp=c（Ba²⁺）•c（A^2-）可得c（Ba²⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（{A}^{2-}）}$=$\frac{1.8×1{0}^{-10}}{\frac{1}{3}}$=5.4×10^-10 mol•L^-1；
故答案为：＞；c（Na⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）＞c（HA^-）＞c（H⁺）；5.4×10^-10；
（3）①弱酸电离，②中水解生成分子，③中等体积混合为等量的NaCl、NaHA、H₂A，抑制弱酸的电离，则三种情况的溶液中H₂A分子浓度最大的为③，最小的为②，②中水解显碱性，①③相比①的酸性强，则pH最小，所以②＞③＞①，故答案为：③；②＞③＞①；
（4）混合溶液c（H⁺）/c（OH^-）=10⁴，c（H⁺）=10^-5mol/L，显酸性，则酸过量，H₂A为弱酸，pH=3的H₂A溶液与pH=11的NaOH溶液混合时酸的浓度大于碱的浓度，则二者体积关系不确定，大于、小于或等于都可能酸过量，故答案为：均有可能．

点评 本题考查较综合，涉及酸碱混合的定性分析、pH、电离与水解、电离方程式等，把握溶液中的溶质及电离与水解的趋势、相互影响即可解答，题目难度中等．