Question

8．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表：

弱酸化学式	HA	H2B
电离平衡常数（25℃）	Ka=1.7×10-6	K1=1.3×10-3 K2=5.6×10-8

则下列有关说法正确的是（　　）

• A． 等物质的量浓度的各溶液pH关系为：PH（Na₂B）＞pH（NaHB）＞pH（NaA）
• B． 将a mol•L^-1的HA溶液与a mol•L^-1 的NaA溶液等体积混合，混合液中：c（Na⁺）＞c（A^-）
• C． 向Na₂B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为：B^2-+2HA═2A^-+H₂B
• D． NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为：c（Na⁺）＞c（HB^-）＞c（B^2- ）＞c（H₂B）

Answer 1

分析 电离常数越大，酸性越强，由表中数据可知酸性，酸性H₂B＞HA＞HB^-，化学反应应满足以强制弱的特点，HA的电离常数为1.7×10^-6，则A^-的水解常数为$\frac{1×1{0}^{-14}}{1.7×1{0}^{-6}}$，以此解答该题．

解答 解：A．酸性H₂B＞HA＞HB^-，酸性越强，对应的钠盐的碱性越弱，故A错误；
B．HA的电离常数为1.7×10^-6，则A^-的水解常数为$\frac{1×1{0}^{-14}}{1.7×1{0}^{-6}}$，可知HA的电离常数大于A^-的水解常数，则将a mol•L^-1的HA溶液与a mol•L^-1 的NaA溶液等体积混合，溶液呈酸性，由电荷守恒可知c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），c（H⁺）＞c（OH^-），则c（Na⁺）＜c（A^-），故B错误；
C．酸性H₂B＞HA＞HB^-，向Na₂B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为：B^2-+HA═A^-+HB^-，故C错误；
D．对于H₂B，已知K₁=1.3×10^-3 K₂=5.6×10^-8，可知HB^-的水解常数为$\frac{1×1{0}^{-14}}{1.3×1{0}^{-3}}$，则HB^-电离程度大于HB^-水解程度，则NaHB溶液中c（Na⁺）＞c（HB^-）＞c（B^2- ）＞c（H₂B），故D正确．
故选D．

点评 本题考查弱电解质的电离，为高频考点，侧重考查学生的分析能力、计算能力，注意把握平衡常数的运用，把握影响电离平衡的因素以及离子浓度大小的比较方法，难度中等．